Elektrolüütiline dissotsiatsioon (0)

TTÜ Keemia ja biotehnoloogia instituut  Keemia osakond                   YKI0022 Laboritöö võtted    Laboratoorne 
töö nr. 7  Töö pealkiri: Elektrolüütiline 
dissotsiatsioon    Õpperühm: 
LAAB2018  Töö teostaja: Lisette Marleen 
Mikk 
185655LAAB    Õppejõud: Kaie 
Laane  Töö teostatud: 
17.10.2018  Protokoll 
esitatud: 
28.11.2018  Protokoll 
arvestatud:          


Laboratoorne töö VII  Elektrolüütiline dissotsiatsioon  Töö eesmärgiks ja ülesandeks oli elektrolüütide lahustes toimuvate reaktsioonide  kulgemise peamiste põhjuste selgitamine ja reaktsioonivõrrandite kirjutamine molekulaarsel  ja ioon-molekulaarsel kujul.  Katses 1 tuli kolme katseklaasi valada ~ 5 mL dest vett ja lisada igasse 2-3 tilka  indikaatorit, vastavalt esimesse metüülpunast, teise broomtümoolsinist, kolmandasse  fenoolftaleiini. Indikaatorite värvus vee keskkonnas olid vastavalt oranž, kollane ja värvitu.  Seejärel tuli lisada esimesse katseklaasi 1mL 2M CH3COOH, teise 1 mL 2M HCl lahust,  kolmandasse 1mL 2M NaOH lahust. Indikaatorite värvused ja pH vahemik olid vastavalt  punane, pH 4,0; kollane, pH 1,0; roosakas, pH 10,0. Siis tuli arvutada katses olnud lahuste  kontsentratsioonid ja pH-d:   1. mp  𝐻2𝑂 + 2𝑀 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 (nõrk elektrolüüt), lahus värvus punaseks, pH = 4,0  𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 on nõrk nõrk elektrolüüt ega dissotsieeru täielikult.  𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 ⇆ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻− + 𝐻+  K  𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 =  1,75  ∗  10−5   V = 5ml + 1 ml = 6 ml  6 ml  𝐶𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻= 1 * 2M => 𝐶𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻= 0,33 M  𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻𝐻+= − 1 2 𝐾 + 1 2 √𝐾2 + 4 ∗ 𝐾 ∗ 𝐶 = − 1 2 ∗   (1,75  ∗  10−5 ) + 1 2  √(1,75  ∗  10−5 )2 + 4  ∗ (1,75  ∗   10−5 ) ∗ 2 6 = 0,0024  𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝐻+ =  2,62     2. bts  𝐻2𝑂 + 2𝑀 𝐻𝐶𝑙 (tugev elektrolüüt), lahus värvus kollaseks, pH = 1,0  HCl on tugev elektrolüüt, mis on täielikult dissotsieerunud  𝐻𝐶𝑙 → 𝐻+ + 𝐶𝑙−   0,33M 0,33M 0,33M 


𝐶𝐻𝐶𝑙   =  1  ∗  2𝑀 / 6 𝑚𝑙 =  0,333𝑀   𝐼  = 1 2 (𝐶1𝑧12  +  𝐶2𝑧22 +. . . + 𝐶𝑛𝑧𝑛2) = 1 2 (0,333 ∗ 12   +  0,333 ∗ (−12 )) = 0,333   γ = 0,810  𝑎𝐻+   =  𝛾  ∗ 𝐶𝑀   =  0,81  ∗  0,333  =  0,269   𝑝𝐻 =   − 𝑙𝑜𝑔 𝑎𝐻+   =  0,569     3. ff  𝐻2𝑂 + 2𝑀 𝑁𝑎𝑂𝐻, lahus värvus roosaks, pH = 10  NaOH on tugev elektrolüüt, mis on täielikult dissotsieerunud  𝑁𝑎𝑂𝐻  →   𝑁𝑎+ + 𝑂𝐻−   0,333M 0,333M 0,333M  𝐶𝑀 = 𝑛 𝑉𝑙𝑎ℎ𝑢𝑠 =  1 ∗ 2/6 =  0,333𝑀   𝐼  =  1 ⁄ 2 (𝐶1𝑧12  +  𝐶2𝑧22 +. . . + 𝐶𝑛𝑧𝑛2)   𝐼  = 1 2 (12 ∗ 0,333 + (−1)2 ∗ 0,333) = 0,333   𝛾 = 0,810  𝑎𝑂𝐻 =  0,81  ∗  0,333 =  0,269   𝑝𝑂𝐻 =   −log 𝑎𝑂𝐻 =   − 𝑙𝑜𝑔 0,269  =  0,569  𝑝𝐻 =  14  −  𝑝𝑂𝐻  =  14  −  0,569  =  13,43     Katses 2 tuli ühte katseklaasi valada 2-3 mL 2M soolhapet, teise samapalju 2M  etaanhapet. Kumbagi katseklaasi viia ühesugused tsingitükid. Mõlemad katseklaasid asetada  kuuma vette. HCl mõjus tsingile energilisemalt, seega on HCl tugevam hape.   2𝐻𝐶𝑙 + 𝑍𝑛 => 𝑍𝑛𝐶𝑙2 + 𝐻2   2𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 2𝑍𝑛 => 2𝑍𝑛(𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻) + 𝐻2  


  Katses 3 tuli katseklaasis lahustada 1 mL dest vees mõned CoCl2 kristallid. Siis tuli  lisada saadud lahusele tilgakaupa kontsentreeritud vesinikkloriidhapet. Tekkis sinine värvus.  Seejärel tuli lisada lahusele tilgakaupa vett. Tekkis roosakas värvus. Kirjutada dissotsiatsiooni  reaktsioonivõrrand ja selgitada toimuvaid nähtusi.  Koobaltkloriidi kristallhüdraatide värvus sõltub sellest, mitu kristallvett on koobaltkloriid  endaga sidunud.  𝐶𝑜𝐶𝑙2 on sinine ja 𝐶𝑜𝐶𝑙2 ∗ 6𝐻2𝑂 on roosakas.  𝐶𝑜𝐶𝑙2 ∗ 6𝐻2𝑂 + 𝐻2𝑂 → 𝐶𝑜2+ + 𝐶𝑙− + 𝑂𝐻−   𝐶𝑜2+ + 𝐻𝐶𝑙 → 𝐶𝑜𝐶𝑙2 + 𝐻+   𝐶𝑜𝐶𝑙2 + 𝐻2𝑂 → 𝐶𝑜2+ + 𝐶𝑙− + 𝐻+     Katses 4 tuli katseklaasi valada 4-5 mL vett ja lisada sellele 3-4 tilka 2M etaanhapet ja  1-2 tilka metüülpunast. Lahuse värvus oli punane. Lahus jagada kaheks. Ühele osale tuli  lisada väike kogus tahket naatriumetanaati,  mis muutis lahuse oranžiks. Naatriumetanaadi  lisamisel  𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻− -ioonide kontsentratsioon suurenes ja tasakaal etaanhappe molekulide  ja ioonide vahel nihkub molekulide tekke suunas.      Katses 5 tuli katseklaasi valada 4-5 mL vett ja lisada sellele 3-4 tilka 2M  ammoniaagilahust ja 2-3 tilka fenoolftaleiini. Lahuse värvus oli roosa. Lahus tuli jagada  kaheks, ühele osale lisada väike kogus tahket ammooniumkloriidi, loksutada ja võrrelda  lahuste värvusi mõlemas katseklaasis. Uue lahuse värvus oli heleroosa. Koostada vastavad  dissotsiatsioonivõrrandid ja tasakaalukonstantide avaldised.   𝑁𝐻3 ∗ 𝐻2𝑂 ⇄ 𝑁𝐻4 + + 𝑂𝐻−   0,06                  0,06      0,06      -Kontsentratsioonid mol/dm3  𝑁𝐻4𝐶𝑙 ⇄ 𝑁𝐻4 + + 𝐶𝑙−   Hüdroksiidioonide konts. lahuses vähenes, sest tasakaal liikus ammooniumioonide tekke  suunas.   𝐾 = [𝐾+]∗[𝐴−] [𝐾𝐴]            𝐾 = 0,06∗0,06 0,06 = 0,06   Tasakaalu dissotsieerumata molekulide suuna nihutamiseks on nõrgale happele vaja lisada  nõrga happe soola; nõrgale alusele   


  Katses 6 tuli katseklaasi valada ~5 mL küllastatud BaCl2 lahust ja lisada  kontsentreeritud vesinikkloriidhapet. Katseklaasis toimus sadestumine.  Selgitada toimuvat  Le Chatelier’ printsiibiga.  𝐵𝑎𝐶𝑙2 ⇄ 𝐵𝑎2+ + 𝐶𝑙−   𝐵𝑎𝐶𝑙2 + 𝐻𝐶𝑙 ⟶ 𝐻𝐶𝑙 + 𝐵𝑎𝐶𝑙2 ↓   Kloriidioonide kontsentratsioon suurenes, seega vastavalt Le Chatelier’ printsiibile nihkub  keemilise reaktsiooni tasakaal vastassuunas ja baariumkloriid sadestus.    Katses 7 tuli kolme eri katseklaasi valada vastavalt 2 mL Na2SO4, Na2CO3 ja  K2CrO4 lahust ning lisada igasse katseklaasi 2 mL BaCl2 lahust. Igas katseklaasis toimus  sadenemine. Toimuvate reaktsioonide võrrandid molekulaarsel ja ioonsel kujul:  𝑁𝑎2𝑆𝑂4 + 𝐵𝑎𝐶𝑙2 ⟶ 2𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐵𝑎𝑆𝑂4 ↓   2𝑁𝑎+ + 𝑆𝑂4 2− + 𝐵𝑎2+ + 2𝐶𝑙− ⟶ 2𝑁𝑎+ + 2𝐶𝑙− + 𝐵𝑎2+ + 𝑆𝑂 4 2−   𝑁𝑎2𝐶𝑂3 + 𝐵𝑎𝐶𝑙2 ⟶ 2𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐵𝑎𝐶𝑂3 ↓   2𝑁𝑎+ + 𝐶𝑂3 2− + 𝐵𝑎2+ + 2𝐶𝑙− ⟶ 2𝑁𝑎+ + 2𝐶𝑙− + 𝐵𝑎2+ + 𝐶𝑂 3 2−   𝐾2𝐶𝑟𝑂4 + 𝐵𝑎𝐶𝑙2 ⟶ 2𝐾𝐶𝑙 + 𝐵𝑎𝐶𝑟𝑂4 ↓   2𝐾+ + 𝐶𝑟𝑂4 2− + 𝐵𝑎2+ + 2𝐶𝑙− ⟶ 2𝐾+ + 2𝐶𝑙− + 𝐵𝑎2+ + 𝐶𝑟𝑂 4 2−     Töövahendid: katseklaaside komplekt    Kasutatud ained: 2M soolhappe, etaanhappe, naatriumhüdroksiidi ja ammoniaagi  lahused, konts. soolhape, BaCl2, Na2SO4, Na2CO3 ja K2CrO4 lahused. Indikaatorid:  universaalindikaatorpaber, fenoolftaleiin (ff) , broomtümoolsinine (bts), metüülpunane (mp),  tahked soolad CoCl2, NH4Cl, CH3COONa ning tsingigraanulid.    Kasutatud metoodikad: Le Chatelier’ printsiip, Ostwaldi lahjendusseadus, Debye- Hückeli teooria.    Kokkuvõte: töö käigus tuli läbi viia erinevate elektrolüütide lahustes toimuvad  reaktsioonid ning välja selgitada nende peamised kulgemise põhjused. Tuli kirjutada nii ioon- molekulaarseid kui ka molekulaarseid dissotsatsioonivõrrandeid, arvutada kontsentratsioone,  ioontugevusi, aktiivsustegureid ja lahuste pH’sid.