ROK	Nr zespołu	Lp.	Nazwisko	Imię	Sporządzili
2013/2014	1	1	Janik	Przemysław	Janik
GRUPA			2	Juszkiewicz	Justyna	Juszkiewicz
	Data: 07.04.2014	3	Zieliński	Szymon	Zieliński

Laboratorium

z chemii

CHEMIA OGÓLNA

Ćwiczenie nr 4

Temat ćwiczenia: Hydroliza, ogniwa galwaniczne, elektroliza.

Doświadczenie 4.1

Hydroliza soli

Cel ćwiczenia:

Określenie pH roztworów poddanych hydrolizie za pomocą papierków wskaźnikowych.

Opis ćwiczenia:

Do trzech probówek wsypujemy kolejno: NH₄Cl, CH₃COONa oraz CH₃COONH₄, a następnie do każdej z nich dodajemy po 2 cm³ wody destylowanej.
roztwory mieszamy za pomocą bagietki . Do każdej probówki wrzucamy papierki wskaźnikowe i na ich podstawie oceniamy pH roztworów.

Obserwacje:

Probówka z NH₄Cl- pH=5.5,

Probówka z CH₃COONa- pH=8

Probówka z CH₃COONH₄- pH=7.

Wnioski:

1) Hydroliza chlorku amonu NH₄Cl.

cząsteczkowo:

NH₄Cl + H₂O NH₃· H₂O + HCl

jonowo:

NH₄Cl  NH₄⁺ + Cl^-

(sól w wodzie jest całkowicie zdysocjowana)

NH₄⁺ + H₂O  NH₄OH + H⁺

(kation amonowy reaguje z cząsteczką wody  odszczepiając z niej jon wodorowy)

Reakcja całkowita:

NH₄Cl + H₂O  NH₄OH + H⁺ + Cl^-

O wartości pH decydują jony H⁺, które powstają w roztworze w wyniku hydrolizy tej soli, dając jej odczyn kwaśny (pH=5,5).

2) Hydroliza octanu sodu CH₃COONa.

cząsteczkowo:

CH₃COONa + H₂O  CH₃COOH + NaOH

jonowo:

CH₃COO^- + Na⁺ + H₂O  CH₃COOH + Na⁺ + OH^-

CH₃COO^- + H₂O  CH₃COOH + OH^-

O zasadowości (pH=8) octanu sodu CH₃COONa decydują jony OH^- pojawiające się w roztworze w wyniku hydrolizy tej soli, pochodzące od silnej zasady NaOH.

3) Hydroliza octanu amonu CH₃COONH_4.

cząsteczkowo:

CH₃COONH₄ + H₂O CH₃COOH + NH₄OH

jonowo:

CH₃COONH₄  CH₃COO^- + NH₄⁺

(sól w roztworze wodnym jest całkowicie zdysocjowana)

CH₃COO^- + H₂O  CH₃COOH + OH^-

(anion octanowy ma tendencje do przyłączenia jonu wodorowego)

NH₄⁺ + H₂O  NH₄OH + H⁺

Reakcja całkowita:

CH₃COONH₄ + 2H₂O  CH₃COOH + NH₄OH + H⁺ + OH^-

Niewielkie ilości jonów H⁺ i OH^- powstających w wyniku hydrolizy równoważą się dlatego też papierek wskazał nam pH=7 (odczyn obojętny).

Doświadczenie 4.2

Wpływ mocy kwasu tworzącego sól na stopień jej hydrolizy

Cel ćwiczenia:

Zbadanie wpływu mocy kwasu tworzącego sól na stopień jej hydrolizy.

Opis ćwiczenia:

Do jednej probówki wsypujemy siarczan (IV) sodu (Na₂SO₃) , a do drugiej węglan sodu (Na₂CO₃), a następnie dodajemy po 2 cm³ wody destylowanej i mieszamy. Kolejno do obu roztworów dodajemy po 2 krople fenoloftaleiny.

Obserwacje:

Po dodaniu do obu roztworów fenoloftaleiny zabarwiły się:

Probówka 1- zmiana barwy z bezbarwnej na liliowy;

Probówka 2-zmiany barwy z bezbarwnej na biskupio filetową

W obu przypadkach pH roztworów wskazywało odczyn zasadowy.

Wnioski:

Przyczyną tego w obu przypadkach były jony OH^- pochodzące od mocnej zasady NaOH.

Probówka 1:

cząsteczkowo:

Na₂SO₃ + 2H₂O  H₂SO₃ + 2NaOH

jonowo:

2Na⁺ + SO₃^2- + 2H₂O  H₂SO₃ + 2Na⁺ + 2OH^-

SO₃² + 2H₂O  H₂SO₃ + 2OH^-

Probówka 2

cząsteczkowo:

Na₂CO₃ + 2H₂O  2NaOH + H₂O + CO₂↑

jonowo:

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H₂O 2Na⁺ + 2OH^- + H₂O + CO₂↑

CO₃^2- + 2H₂O  2OH^- + H₂O + CO₂↑

W roztworze Na₂CO₃ fenoloftaleina zabarwiła się intensywniej, świadczy to o tym, że w roztworze tym było więcej jonów OH^- , a co za tym idzie roztwór ten był bardziej zasadowy. Jony te pojawiają się pod wpływem reakcji hydrolizy. Oznacza to, że kwas H₂SO₃ jest kwasem mocniejszym niż H₂CO₃, a to znaczy, że pierwszy mocniej dysocjuje i jego stopień hydrolizy jest większy.

Im kwas mocniejszy tym stopień hydrolizy jego soli jest większy.

Doświadczenie 4.3

Wpływ temperatury na stopień hydrolizy soli.

Cel ćwiczenia:

Zbadanie wpływu temperatury na stopień hydrolizy soli.

Opis ćwiczenia:

Do probówki wsypujemy CH₃COONa, a następnie dodajemy 2 cm³ wody destylowanej i mieszamy. Następnie dodajemy 2 krople fenoloftaleiny. Probówkę ogrzewamy nad palnikiem gazowym

Obserwacje:

Zanim rozpoczęliśmy podgrzewanie naszego roztworu miał on kolor lekko mętny biały. Pod wpływem temperatury nasz roztwór zmienił barwę na jasno różowy. Zabarwienie powstało na skutek działania temperatury.

Wniosek:

Zapis reakcji:

cząsteczkowo:

CH₃COONa + H₂O  CH₃COOH + NaOH

jonowo:

CHCOO^- + Na⁺ + H₂O  CH₃COOH + Na⁺ + OH^-

CHCOO^- + H₂O  CH₃COOH + OH^-

Im większa temperatura w której zachodzi hydroliza , tym szybkość reakcji jest większa, natomiast gdy temperatura spada wówczas hydroliza zachodzi wolniej. Jeśli zwiększymy temperaturę to równowaga przesunie się w prawo. Powstająca mieszanina ma odczyn zasadowy (OH^-).

Doświadczenie 4.4

Ogniwo galwaniczne.

Opis doświadczenia:

Na początku przygotowujemy 2 zlewki po 50cm³. Do jednej z nich dodajemy 1n roztwór siarczanu (VI) miedzi(II) CuSO₄, do drugiej 1 n siarczan(VI) cynku ZnSO₄. W roztworze CuSO₄ zanurzamy płytkę miedzianą, natomiast w roztworze ZnSO₄- płytkę cynkową. Obie elektrody łączymy z woltomierzem. Następnie roztwory łączymy kluczem elektrolitycznym (rurka szklana napełniona roztworem KCl).

Obserwacje:

Siła elektromotoryczna SEM jaka wyświetliła się na woltomierzu wyniosła 1,087 V .

Reakcje zachodzące w ogniwie A(-):Zn|Zn²⁺ || Cu²⁺|Cu:(+)K

Na elektrodzie miedzianej: Cu²⁺ + 2e  Cu⁰ (redukcja)

Na elektrodzie cynkowej: Zn⁰ - 2eZn²⁺ (utlenienie)

Jony SO₄^2- przemieszczają się w roztworze od Zn do Cu

Elektrony w przewodniku będą płynęły w przeciwnym kierunku:

Obliczenie SEM ogniwa Zn|Zn²⁺ || Cu²⁺|Cu:

E_Cu|Cu2+= 0,34 +
= 0,34 V

E_Zn|Zn2+ = -0,76 +
= -0,76 V

SEM = 0,34V-(-0,76V) = 1,1V

Porównując wynik obliczeniowy SEM z wynikiem doświadczalnym otrzymujemy różnicę:

1,1V - 1,087 V = 0,013 V.

Obliczenie SEM ogniwa: Zn|ZnSO₄ || FeSO₄ || Fe:

SEM ogniwa Zn|Zn²⁺ || Fe²⁺|Fe

SEM = -0,44 - (-0,76) = 0,32V

Reakcje elektrodowe:

K(+): Fe²⁺ + 2e Fe⁰

A(-): Zn⁰ - 2e  Zn²⁺

Obliczenie SEM ogniwa: Cu|CuSO₄ || AgNO₃ || Ag:

SEM ogniwa Cu|Cu²⁺ || Ag⁺|Ag

SEM = 0,8 - 0,34 = 0,46V

Reakcje elektrodowe:

K(+): 2Ag⁺ + 2e  2Ag⁰

A(-): Cu⁰ - 2e Cu²⁺

Doświadczenie 4.5

Elektroliza roztworów wodnych

Cel doświadczenia:

Zmiany zachodzące na elektrodach podczas elektrolizy roztworów wodnych.

Opis doświadczenia:

Na początku napełniamy U-rurkę roztworem elektrolitu. Do obu ramion U-rurki wkładamy elektrody grafitowe podpięte do zasilacza. Po włączeniu prądu obserwujemy zmiany.

Obserwacje:

ELEKTROLIT	REAKCJE ELEKTRODOWE
		KATODA(-)	ANODA(+)
SnCl2^*	Sn^2++2e^- Sn^0	2Cl^--2e^-  Cl2^0↑
KI^**	2H2O+2e^- H2↑+ 2OH^-	2I^- -2e^-  I2^0
CuSO4	Cu^2+ + 2e^- Cu	2H2O -2e^- O2^0↑ + 2H^+
CuSO4^***	Cu^2+ + 2e^- Cu^0	Cu^0 -2e^- Cu^2+

*Po kilku minutach trwania elektrolizy dodaliśmy do przestrzeni anodowej kilka kropli roztworu jodku potasu oraz roztworu skrobi.

**Przed rozpoczęciem elektrolizy do przestrzeni katodowej należy dodać 2 krople fenoloftaleiny, a do anodowej roztworu skrobi.

*** Zamiana elektrod poprzez zmianę biegunów źródła prądu.

Wnioski:

Elektrolit 1:

Po upływie paru minut od rozpoczęcia elektrolizy dodajemy w przestrzeń katodową roztwór soli i jodek potasu. Na katodzie powstaje obwódka cynowa. Na anodzie wydziela się chlor. Przy anodzie roztwór barwi się na kolor mahoniowy za sprawą skrobi która wykrywa jony I^..

Elektrolit 2:

Na katodzie powstaję mętna zawiesina powstała w skutek dodania fenoloftaleiny, oraz ulatnia się bezbarwny, bezwonny wodór. Roztwór przy anodzie barwi się na kolor mahoniowy(identyfikacja jonów I^- za sprawą skrobi), lecz w dużo mniejszym stopniu niż w elektrolicie 1.

Elektrolit 3:

Na katodzie wytrąca się obwódka miedzi. Na anodzie uwalnia się bezbarwny, bezwonny wodór.

Elektrolit 4:

Po zmianie biegunów elektrod, reakcja biegnie tak samo jak w elektrolicie 3, lecz następuje zamiana stron (tam gdzie się osadzał, tam się roztwarza i na odwrót).

7

---