ІІІ. Обрахунки результатів дослідів

1. Розрахувати молярну концентрацію еквівалентів розчину приготовленої хлоридної кислоти, використовуючи середнє значення об’єму натрій гідроксиду та закон еквівалентів для розчинів :

V (HCl) ^. C_Н(HCl) = V(NaOH) ^. C_Н.(NaOH).

Звідси .

2. Розрахувати відносну похибку досліду за формулою:

Відсоток похибки не має перевищувати 1%.

 

Контрольні завдання

1. Розрахувати масову частку, молярну концентрацію, молярну концентрацію еквівалентів, моляльну концентрацію розчину заданої речовини, використовуючи значення густини даного розчину та відповідні величини, наведені у таблиці 11 згідно варіанту.

 

Таблиця 11

Умови	V, мл	ρ, г/мл	M (А), г	Речовина А
Варіант
1	300	1,08	38,8	H2SO4
2	150	1,2	21,0	H3PO4
3	200	1,1	41,5	HNO3
4	250	1,09	112	CaCl2
5	100	1,15	40,0	NaOH
6	350	1,18	60,0	BaCl2

Продовження табл.11

7	180	1,07	73,0	HCl
8	160	1,4	65,0	Na2CO3
9	240	1,35	34,2	KOH
10	400	1,28	56,2	AlCl3
11	350	1,06	48,8	Na2SO4
12	300	1,15	42,0	K2CO3
13	250	1,17	55,5	CaCl2
14	200	1,9	68,0	Na3PO4
15	150	1,5	56,0	KOH
16	100	1,8	63,0	HNO3
17	120	1,7	98,0	H2SO4
18	400	1,25	24,0	NH4OH
19	450	1,5	78,0	MgCl2
20	500	1,05	55,0	H3PO4

 

 

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №5

РЕАКЦІЇ В РОЗЧИНАХ ЕЛЕКТРОЛІТІВ

Теоретична частина

Електроліти – це речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм за рахунок дисоціації на йони.

Дисоціація – розпад молекул, йонів, радикалів на частинки з меншою масою.

Електроліти

С И Л Ь Н І: 1. Розчинні у воді солі; 2. Кислоти: HNO3, HClO4, HCl, HBr, HJ, H2SO4 (за І ступенем дисоціації); 3. Гідроксиди лужних та лужно-земельних металів: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 (за І ступенем дисоціації)

С Л А Б К І: 1. Малорозчинні у воді солі; 2. Більшість органічних кислот (СН3СООН); 3. H2CO3, H2SiO3, H2S, HCN, H3BO3, H2SO3; 4. NH4OH та малорозчинні у воді гідроксиди металів: Cu(OH)2, Fe(OH)3, Al(OH)3, Mg(OH)2, Pb(OH)2, Cr(OH)3

Речовини, які практично повністю дисоціюють на йони в розчинах, називаються сильними електролітами.

Електроліти, які частково дисоціюють або є нерозчинними, називаються слабкими електролітами.

Кількісною характеристикою електролітичної дисоціації є ступінь дисоціації (α), який дорівнює відношенню числа дисоційованих молекул до загального числа молекул електроліту в розчині:

Процес дисоціації багатоосновних кислот та багатокислотних основ відбувається ступінчасто. Наприклад, дисоціація сульфітної кислоти відбувається таким чином:

І ступінь: L ;

ІІ ступінь: L .

Константа рівноваги слабкого електроліту К називається константою дисоціації К_ДИС. Вона як і ступінь дисоціації є кількісною мірою здатності електроліту дисоціювати у розчині. Для розчину сульфітної кислоти, яка дисоціює за І ступенем, константа дисоціації має вираз:

;        К₁ = 4,5 ^. 10^-7,

 

а за ІІ ступенем:

;             К₂ = 4,8 ^. 10^-7.

Чим менше значення К_ДИС., тим електроліт є слабкішим. Між константою дисоціації та ступенем дисоціації є зв’язок, відомий під назвою закону розбавлення Оствальда:

, звідки

Реакції обміну в розчинах електролітів відбуваються в напрямку утворення слабких електролітів, виділення газу і утворення осаду.

 

Експериментальна частина

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: