Imię i nazwisko

Imię i nazwisko

Grupa

Ćwiczenie 5

Temat: Dysocjacja elektrolityczna

I. Część teoretyczna

W drugiej połowie XIX wieku szwedzki uczony Svante August Arrhenius wykazał, że substancje można podzielić na dwie grupy:

1. roztwory wodne przewodzące prąd elektryczny - elektrolity

2. roztwory wodne nie przewodzące prądu - nie elektrolity

Elektrolity zaś dzielimy na mocne(ulegają całkowitej dysocjacji) i słabe (nie ulegają całkowitej dysocjacji).

Teorię tę można ująć ogólnie w czterech punktach:

1. Elektrolity podczas rozpuszczania się w wodzie rozpadają się na fragmenty naładowane elektrycznie - ulegają dysocjacji elektrolitycznej (jonowej). Jony dodatnie to kationy, a ujemnie to aniony.

2. Suma ładunków elektrycznych kationów i anionów jest zawsze równa zero.

3. Nie elektrolity nie ulegają dysocjacji elektrolitycznej

4. Właściwości chemiczne i fizyczne jonów różnią się zupełnie od właściwości obojętnych atomów lub cząstek. Z tego względu obecność jonów w roztworach nadaje im charakterystyczne cechy chemiczne i fizyczne.

Przykłady dysocjacji elektrolitycznej kwasów, zasad i soli:

NaCl = Na⁺ + Cl^-

Ca(HCO₃)₂ = Ca²⁺ + 2HCO₃^-

HNO₃ = H⁺ + NO₃^-

H₂SO₄ = H⁺ + HSO₄^-

HSO₄ = H⁺ + SO₄^2-

Kwasy dwu i wielo protonowe dysocjują stopniowo.

NaOH = H⁺ + OH^-

Mg(OH)₂ = Mg²⁺ + 2OH^-

Zasady wielohydroksylowe analogicznie do kwasów wieloprotonowych dysocjują stopniowo.

Elektrolity które reagują z kwasami i zasadami to elektrolity amfoteryczne.

Za pomocą teorii Arrheniusa nie dało się wyjaśnić np. zasadowych właściwości amoniaku w wodzie, dlatego duński chemik Brőnsted sformułował protonową teorie kwasów i zasad, która mówi iż kwasem nazywamy zw. chemiczne lub jony zdolne do oddawania protonów - donory protonów, a zasadami zw. chemiczne lub jony zdolne do przyłączenia protonów - akceptory protonów.

KWAS₁ + ZASADA₁ = KWAS₂ + ZASADA₂

H₂O + H₂O = H₃O⁺ + OH^-

HCl + H₂O = H₃O⁺ + Cl^-

H₂O + NH₃ = NH₄⁺ + OH^-

Woda jako rozpuszczalnik jest nie tylko ośrodkiem, w którym odbywa się dysocjacja kwasów, ale odgrywa ona rolę kwasu wobec rozpuszczanej zasady lub zasady wobec rozpuszczanego kwasu.

II. Część doświadczalna

Doświadczenie 1

Przebieg doświadczenia:

Do dwóch próbówek wlewamy 2 cm³ CuCl₂ - barwa niebieska

Następnie do 1 wlewamy aceton - barwa zielona, po dodaniu H₂O - błękit

Do próbówki 2 wlewamy 1 cm³ H₂O - barwa błękitna

Opracowanie wyników:

Zmiany barw chlorku miedzi (II) w próbówkach świadczą o różnym stopniu utlenienia tego związku.

Doświadczenie 2

Przebieg doświadczenia:

Do próbówki wlewamy 2 cm³ CoCl₂ - barwa czerwona, następnie dodajemy stężony HCl (do zmiany barwy) - fiolet, po dodaniu destylowanej wody powrót do tej samej barwy

Opracowanie wyników:

CoCl₂ = Co²⁺ + 2Cl^-

C_Co²⁺ + C_2Cl^-

Kc = C_CoCl2

Dodatek wspólnego jonu chlorowego cofa dysocjacje, gdyż jest to proces odwracalny. Wynika to z zależności:

AB = A⁺ + B^-

Doświadczenie 3

Przebieg doświadczenia:

Po zlewki wlewamy taką samą ilość roztworu siarczanu żelaza i triocjaninu potasowego - kolor bordowy/krwistoczerwony. Po dodaniu 5 cm³ wody destylowanej barwa zmienia się na pomarańczową. Po rozcieńczeniu H₂0 barwa żółta. Dalej rozlewamy mieszaninę do dwóch próbówek i do 1 dodajemy Fe₂(SO₄)₃ - barwa ciemny pomarańcz, a do 2 dodajemy KSCN - kolor czerwony

Opracowanie wyników:

Zmiany barwy wynika z tego, że powyższe związki ulegają dysocjacji. Dla przykładu:

Fe₂(SO₄)₃ = 2Fe³⁺ + 3SO₄^2-

Obserwowana barwa zależy od kationu 2Fe³⁺ Po ponownym dodaniu siarczanu żelaza powrót do barwy pomarańczowej jest spowodowany tym, iż proces dysocjacji jest procesem odwracalnym

Doświadczenie 4

Przebieg doświadczenia:

Do 3 próbówek wlewamy po 2 cm³

1 - azotan(V) ołowiu(II)

2 - octan ołowiu(II)

3 - chlorek ołowiu(II)

Następnie dodajemy po 2 krople kwasu siarkowego(VI) do każdej próbówki. We wszystkich trzech próbówkach nastąpiło zmętnienie i wytrącił się biały osad.

Do kolejnych 3 próbówek dodajemy po 3 cm3

1 - siarczan(VI) sodowy

2- siarczan(VI) potasowy

3 - siarczan(VI) amonowy

Następnie dodajemy po 2 krople azotanu(V) ołowiu(II). W próbówkach 1 i 3 nastąpiło zmętnienie, a w próbówce 2 wytrącił się biały osad.

Opracowanie wyników:

Pb(NO₃)₂ + H₂SO₄ = PbSO₄ + 2HNO₃

Pb²⁺ + 2NO₃^- + 2H⁺ + SO₄^- = Pb²⁺ + SO₄^2- + 2H⁺ + 2HNO₃^-

(CH₃COO)₂Pb + H₂SO₄ = 2CH₃COOH + PbSO₄

2CH₃COO^- + Pb²⁺ + 2H⁺ +SO₄^2- = 2CH₃COO^- + 2H⁺ + Pb²⁺ + SO₄^-

PbCl₂ + H₂SO₄ = PbSO₄ + 2 HCL

Pb²⁺ + 2Cl^- + 2H⁺ + SO₄^2- = Pb²⁺ + SO₄^2- + 2Cl^- + 2H⁺

Na₂SO₄ + Pb(NO₃)₂ = 2NaNO₃ + PbSO₄

2Na⁺ + SO₄^2- + Pb²⁺ + 2NO₃^- = 2Na⁺ + 2NO₃^- + Pb²⁺ + SO₄^2-

K₂SO₄ + Pb(NO₃)₂ = 2KNO₃ + PbSO₄

2K⁺ + SO₄^2- + Pb²⁺ + 2NO₃^- = 2K⁺ + 2NO₃^- + Pb²⁺ + SO₄^2-

(NH₄)₂SO₄ + Pb(NO₃)₂ = 2NH₄NO₃ + PbSO₄

2NH₄⁺ + SO₄^2- + Pb²⁺ + 2NO₃^- = 2NH₄⁺ + 2NO₃^- + Pb²⁺ + SO₄^2-

Doświadczenie 5

Przebieg doświadczenia:

Do dwóch próbówek wlewamy 2 cm³ kwasu octowego. Następnie do każdej dodajemy po dwie krople roztworu oranżu metylowego - barwa czerwona. Do drugiej próbówki dosypujemy 1 mikro łopatkę octanu sodowego. Po zamieszaniu barwa zmieniła się na żółtą. Do kolejnych dwóch próbówek wprowadzamy 2 cm³ wodorotlenku amonu, a następnie po jednej kropli fenoloftaleiny - barwa różowa. Do drugiej dodajemy chlorku amonowego i po zamieszaniu otrzymujemy barwę jasno różową.

Opracowanie wyników:

CH₃COOH = CH₃COO^- + H⁺

NH₄OH = NH₄⁺ + OH^-

[CH₃COO^-] [H⁺]

Kc = [CH₃COOH]

[NH₄⁺] [OH^-]

Kc = [NH₄OH]

Wodny roztwór soli octanu sodowego zawiera jony o charakterze zasadowym pH>7. CH₃COOH ma odczyn kwaśny. Po dodaniu oranżu metylowego zmienia się barwa i odczyn. Wodorotlenek amonowy ma odczyn pH>7 po dodaniu fenoloftaleiny i soli - chlorku amonu, (analogicznie jak kwas octowy) następuje zmiana odczynu i zabarwienia.

---