Лабораторная работа. Приготовление растворов. Определение концентрации растворов.

Приготовление растворов. Определение концентрации растворов.

Задания для самостоятельного выполнения:

1. Сколько граммов гидроксида калия содержится в 0,2М растворе объемом 300 мл?

2. К 200 мл раствора H₂SO₄ (пл. 1,066) с массовой долей H₂SO₄ 10% прилили 1 л воды. Определите массовую долю (в %) H₂SO₄ в полученном растворе.

3. Сколько граммов гидроксида калия содержится в растворе массой 250 г с массовой долей NaOH 20%?

4. Сколько мл азотной кислоты с массовой долей HNO₃ 20% и плотностью 1,115 потребуется для нейтрализации раствора, содержащего КOH массой 5,6 г?

Форма контроля самостоятельной работы:

выполнение и сдача лабораторной и практической работ.

 

Вопросы для самоконтроля по теме:

1. Что такое растворы?

2. Что такое гидраты (сольваты), гидратация (сольватация)?

1. Какие вещества называют кристаллогидратами? Приведите примеры.
2. Что такое насыщенные, ненасыщенные растворы?
3. Как делятся вещества по растворимости?
4. От каких факторов зависит растворимость веществ?
5. Что такое разбавленный раствор; концентрированный раствор?
6. Что называется массовой долей вещества?
7. Что показывает молярная концентрация раствора?

 

Тема 1.8

Электролитическая диссоциация

Основные понятия и термины по теме: электролиты, неэлектролиты, электролитическая диссоциация, катионы, анионы, степень диссоциации, сильные и слабые электролиты, константа диссоциации.

План изучения темы (перечень вопросов, обязательных к изучению):

1. Характерные особенности электролитов. Электролитическая диссоциация. Положения электролитической диссоциации. Свойства ионов. Гидратированные ионы.

2. Диссоциация кислот, щелочей, солей, ступенчатая диссоциация.

3. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации.

4. Способы получения кислых и основных солей, их номенклатура. Диссоциация кислых и основных солей.

5. Гидролиз солей.

 

Краткое изложение теоретических вопросов:

Электролитической диссоциацией называют распад электролита на сольватированные (гидратированные) ионы под действием молекул растворителя.

На основании теории электролитической диссоциации Аррениус дал новые определения основаниям, кислотам, солям.

Основания – электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксид-ионов ОН^- : _

NaOH Na⁺ + OH

Если основание содержит в молекуле несколько групп OH^-, то может происходить ступенчатая диссоциация:

_

Ca(OH)₂ Ca(OH)⁺ + OH (первая ступень)

_

Сa(OH)⁺ Ca²⁺ + OH (вторая ступень)

Сначала отщепляется один гидроксид – ион, а последующие ионы ОН^- в сильно разбавленных растворах. Уравнение полной диссоциации имеет следующий вид:

_

Сa(OH)₂ Ca²⁺ + 2OH

Кислоты – электролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода Н⁺:

_

HNO₃ H⁺ + NO₃

 

Многоосновные кислоты средней силы и слабые диссоциируют ступенчато:

_

H₂S H⁺ + HS (первая ступень)

 

HS^- H⁺ + S^-2 (вторая ступень)

 

Средние соли, растворимые в воде, являются сильными электролитами и диссоциируют с образованием положительных ионов металла и отрицательных ионов кислотного остатка:

_

Cu(NO₃)₂ Cu²⁺ + 2NO₃

Кислые соли – электролиты, содержащие в анионе водород, способный отщепляться в виде иона Н⁺.

Кислые соли рассматривают как продукт, получающийся из многоосновных кислот, в которых не все атомы водорода замещены на металл. Диссоциация кислых солей происходит по ступеням, например:

_

Ca(H₂PO₄) Ca²⁺ + 2H₂PO₄ (первая ступень)

_ 2-

H₂PO₄ Н⁺ + H₂PO₄ (вторая ступень)

2- 3-

HPO₄ Н⁺ + PO₄ (третья ступень)

Основные соли- электролиты, содержащие в катионе одну или несколько гидроксогрупп ОН^-, способных переходить в состояние ионов ОН^- (отщепляться).

Основные соли характерны для многоковалентных металлов и диссоциируют с образованием основных и кислотных остатков:

 

AlOHCl₂ AlOH²⁺ + 2Cl^-