Химия Задания для самостоятельной работы по теме «Растворы электролитов. Ионные уравнения»

Федеральное агентство по образованию
ГОУ ВПО «Уральский государственный технический университет − УПИ»
А. В. Нечаев
Химия
Задания для самостоятельной работы по теме
«Растворы электролитов. Ионные уравнения»
Учебное электронное текстовое издание
Подготовлено кафедрой «Общая химия и природопользование»
Научный редактор: доц., канд. хим.наук Л. А. Байкова
Методические указания для самостоятельной работы студентов
строительного
факультета
специальности
270112
–
Проектирование зданий.
Содержат теоретический материал, необходимый для выполнения
домашних заданий по курсу «Химия»; предназначены для
закрепления теоретического материала и контроля знаний и
навыков самостоятельной работы студентов строительного
факультета.
© ГОУ ВПО УГТУ−УПИ, 2008
Екатеринбург
2008
Растворы электролитов. Ионные уравнения
1. РАСТВОРЫ
Всякий раствор состоит, по крайней мере, из двух компонентов: вещества
растворителя и растворенного вещества. Растворителем считается то вещество,
которое не меняет своего агрегатного состояния.
Характерной чертой растворов (истинных) является диспергирование
веществ – компонентов раствора – до состояния молекул, ионов и атомов.
Поэтому растворам присуще свойство однородности и истинные растворы
являются молекулярно-дисперсными системами. Кроме того, при растворении
происходит взаимодействие растворителя и растворяемого вещества, о чем
свидетельствуют тепловые эффекты при растворении.
Следовательно, раствор можно определить как гомогенную физикохимическую систему
переменного состава, состоящую из двух и более
компонентов и достигшую энергетически устойчивого равновесного состояния
в результате взаимодействия между частицами раствора.
В зависимости от агрегатного состояния различают жидкие (морская
вода), твердые (сплавы металлов) и газообразные растворы (воздух).
Кроме того, растворы могут быть классифицированы по концентрации.
Концентрация
раствора
–
это
количество
растворенного
вещества,
содержащегося в определенном массовом или объемном количестве раствора
или растворителя.
Для приблизительного выражения концентрации растворов применяют
термины: концентрированный и разбавленные растворы. Концентрированный
раствор содержит количество растворенного вещества, сопоставимое с
количеством растворителя (в 100г. воды содержится 20г. NaCl). Разбавленный
раствор содержит значительно меньше растворенного вещества (в 100г. воды
содержится 0, 2г. хлорида натрия).
Из
большого
количества
более
точных
способов
концентрации растворов наиболее употребительны следующие:
2
выражения
1. Массовая доля (процентная концентрация по массе) показывает число
единиц массы растворенного вещества в 100 единицах массы раствора. Это
отношение массы растворенного вещества к массе раствора:
ω = mвещ./mр-ра.
Измеряется в долях единицы или в процентах.
2. Молярная
концентрация
(молярность)
показывает
количество
моль
растворенного вещества, содержащегося в 1 литре раствора:
CМ = mвещ./М·V, моль/л,
где mвещ – масса растворенного вещества, г;
M – мольная масса растворенного вещества, г/моль;
V – объем раствора, л.
Обозначается буквой M (например, 2М NaCl).
Растворы электролитов
Электролиты – это вещества, которые в расплаве или растворе
распадаются на ионы. Причина такого распада в растворе – взаимодействие
вещества с полярными молекулами растворителя.
Механизм диссоциации
В зависимости от характера химической связи в молекулах электролита
процесс диссоциации различен. Чем более полярной является связь между
атомами, тем в большей степени растворитель вызывает диссоциацию вещества
на ионы. Лучше всего диссоциируют вещества с ионной связью, так как их
кристаллы уже состоят из ионов (NaCl), при этом положительно и
отрицательно заряженные ионы находятся в узлах кристаллической решетки.
При растворении таких веществ в воде диполи воды ориентируются вокруг
положительно и отрицательно заряженных ионов. Между ионами и диполями
воды возникают силы притяжения, в результате чего связь между ионами
ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор с образованием
гидратированных ионов, то есть ионов, связанных с молекулами воды.
3
Если электролит имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах
которой находятся молекулы с полярными связями (HCl, HBr и др.), то в этом
случае под воздействием полярных диполей воды
происходит усиление
полярности связей этих молекул, их разрыв и переход в раствор в виде
гидратированных ионов. Неполярные молекулы в воде не диссоциируют.
Количественной мерой электролитической диссоциации является степень
электролитической диссоциации (обозначается α).
Число распавшихся на ионы молекул
α=
Общее число молекул
.
Величина α показывает, какая доля внесенных в раствор молекул вещества
распадается на ионы: α выражается в процентах или в долях.
Измерение величины α для большого числа растворенных в воде
соединений показало, что степень диссоциации может изменяться в очень
широких пределах. В зависимости от величины α электролиты принято
классифицировать следующим образом:
α > 30%
Сильные электролиты
Средние электролиты
30% > α > 3%
α < 3%
Слабые электролиты
Эти границы носят условный характер.
К сильным электролитам относятся:
– почти все растворимые соли, например, NaCl; Na2SO4; KHCO3;
– многие неорганические кислоты: HCl; HBr; НJ; HNO3; HClO4; HMnO4;
H2SO4 (в разбавленных растворах).
Сила бескислородных кислот возрастает в ряду однотипных соединений
при переходе вниз по подгруппе кислотообразующего элемента, например HCl
– HBr – HJ. Сила однотипных кислородных кислот убывает в подгруппе сверху
вниз, например HJO4 слабее хлорной кислоты HClO4 – самой сильной из всех
кислот. Если элемент образует несколько кислородных кислот, то наибольшей
силой обладает кислота, в которой кислотообразующий элемент находится в
4
максимальной степени окисления. Так, серная кислота H2SO4 сильнее
сернистой H2SO3.
– гидроксиды элементов главных подгрупп I и II групп Периодической
системы: LiOH; NaOH; KOH; Ba(OH)2 и т. д., исключение составляют
гидроксиды магния и бериллия.
При переходе вниз по подгруппе по мере увеличения металлических
свойств элемента сила гидроксидов возрастает (гидроксиды лантаноидов также
сильные основания).
Процесс электролитической диссоциации во всех случаях является
обратимым. Поэтому при написании уравнений реакций диссоциации
необходимо применять знак обратимости (↔). Однако в уравнениях
диссоциации сильных электролитов можно употреблять знак равенства (=) в
силу того, что процесс их диссоциации в растворе протекает практически до
конца, и в растворе существуют частицы только правой части уравнения.
Примеры:
1. Уравнение диссоциации сильных кислот записывается следующим
образом:
HNO3 = H+ + NO3¯
H2SO4 = 2H+ + SO42— .
2. Уравнение диссоциации сильных оснований:
KOH = K+ + OH—
Ва(ОН)2 = Ва2+ + 2ОН—.
3. Уравнения диссоциации средних, кислых, основных, двойных и
комплексных солей:
а) средняя соль
Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42—;
б) кислая соль
NaHCO3 = Na+ + HCO3 ¯;
в) основная соль
CuOHCl = CuOH+ + Cl¯;
г) двойная соль
К2(SO4)·Al2(SO4)3 = 2К+ + 2Al3+ + 4SO42—;
КAl(SO4)2 = К+ + Al3+ + 2SO42—;
д) комплексная соль К3[Fe(CN)6] = 3К+ + [Fe(CN)6]3— .
5
К слабым электролитам
в водных растворах относятся следующие
соединения:
– органические кислоты, а также неорганические кислоты, не относящиеся
к сильным. Так, например сероводородная – H2S, сернистая – H2SO3, угольная –
H2CO3 и др.;
– гидроксиды d-элементов, например, гидроксид меди (II) – Cu(OH)2,
гидроксид железа (II) – Fе(OH)2, гидроксид железа (III) – Fe(OH)3 и др., а также
гидроксид аммония – NH4OH.
Основные свойства гидроксидов одного и того же элемента в разных
степенях окисления усиливаются с уменьшением степени окисления элемента.
Так, основные свойства Fe(OH)2 выражены сильнее, чем у Fe(OH)3;
– вода;
– некоторые соли.
К электролитам средней силы относятся некоторые неорганические
кислоты, например ортофосфорная – H3PO4 и др.
При диссоциации всех слабых электролитов ставится знак обратимости,
что значит, что в растворе сосуществуют как ионы, так и молекулы слабых
электролитов. Диссоциация слабых электролитов протекает обратимо:
HF↔ H+ + F—.
Диссоциация многоосновных
кислот и
многокислотных оснований
протекает обратимо и ступенчато.
Примеры:
H2SO3
Mg(OH)2
H+ + HSO3— ; HSO3⎯
H+ +SO32—
MgOH+ + OH— ; MgOH+
KHCO3 = K+ + HCO3 —; HCO3—
Mg2+ + OH-
H+ + CO32—
(CuOH)2SO4 = 2CuOH+ + SO42— ; CuOH+
Cu2+ + OH—.
Факторы, влияющие на величину степени диссоциации:
– природа растворителя (степень полярности его молекул). Полярность
растворителя характеризуется диэлектрической проницаемостью среды (ε).
Растворители с более высоким значением диэлектрической проницаемости
имеют большую степень диссоциации и наоборот. Хлорид лития в воде (ε=81)
6
диссоциирует в воде почти полностью, а в бензоле (ε=2,3) данный электролит
на ионы почти не распадается;
– природа растворенного вещества. Чем полярнее связь в молекуле
расворенного вещества, тем легче его диссоциация. Например, с увеличением
полярности ковалентной связи атомов элементов с атомом водорода в
молекулах бескислородсодержащих кислот в ряду HF – HCl – HBr- HJ растет их
степень диссоциации;
–
концентрация
раствора.
Степень
диссоциации
возрастает
при
увеличении разбавления раствора;
– температура. С ростом температуры степень диссоциации электролитов
увеличивается;
– наличие одноименного иона в растворе. Добавление к раствору слабого
электролита сильного электролита с одноименным ионом приводит к
уменьшению степени диссоциации исходного электролита согласно принципу
Ле-Шателье. Например, если в раствор уксусной кислоты СH3COOH прибавить
дополнительно ацетат натрия СH3COONa, уксусная кислота почти перестает
диссоциировать.
Константа диссоциации слабых электролитов
При диссоциации слабых электролитов в растворе устанавливается
равновесие, т. е. процессе диссоциации становится обратимым и подчиняются
закону действующих масс. Например, в водном растворе диссоциирует
уксусная кислота:
СH3COO- + H+.
СH3COOH
Выражение
константы
равновесия
(диссоциации)
записывается
следующим образом:
Кдис =
[СH3COO-]·[H+]
[СH3COOH].
Константа диссоциации показывает, насколько полно проходит этот
процесс слева направо. Её величина зависит от природы слабого электролита
7
и растворителя, а также от температуры. В отличие от степени диссоциации
константа диссоциации не зависит от концентрации раствора. Это позволяет
вывести математическую зависимость между константой диссоциации (Кдис) и
степенью диссоциации (α).
Если общую концентрацию уксусной кислоты принять равной С, то при
степени диссоциации α концентрация:
[СH3COO-] = [ H+]= αС, а [СH3COOH ] = (1-α)С.
Кдис = α2 * С/(1 - α).
Тогда:
Эта формула является математическим выражением закона разбавления
Оствальда. Для очень слабых электролитов α <<1 и, следовательно:
К ≅ α2 · С или
То
есть
степень
диссоциации
α = Kд / с .
слабого
электролита
обратно
пропорциональна корню квадратному из молярной концентрации раствора и с
разбавлением раствора она увеличивается.
Константа диссоциации, как уже отмечалось выше, зависит от природы
вещества и температуры и не зависит от концентрации электролита.
Реакции обмена в растворах электролитов
В соответствии с теорией электролитической диссоциации реакции в
водных растворах электролитов протекают между ионами. Если при этом не
происходит изменения степени окисления атомов элементов, входящих в состав
реагирующих веществ, то их относят к реакциям ионного обмена.
Ионными реакциями называют реакции обмена между ионами в растворах
электролитов, не сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов.
Реакции ионного обмена в растворах электролитов в большинстве случаев
практически необратимы и проходят до конца слева направо, если продуктами
их взаимодействия являются труднорастворимые вещества, газы или слабые
электролиты либо комплексные ионы.
При составлении ионных уравнений в виде ионов записывают только
растворимые
сильные
электролиты.
8
Вещества,
являющиеся
слабыми
электролитами или электролитами средней силы, выпадающие в осадок или
выделяющиеся в виде газа, записываются в виде молекул.
Примеры необратимых реакций обмена:
1. Образование труднорастворимого соединения:
AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3.
Это уравнение называется молекулярным уравнением. Образование осадка
выводит из сферы реакции ионы серебра и хлора, при этом ионное равновесие
практически полностью сдвигается вправо.
Ионное уравнение будет иметь вид:
Ag+ + Cl¯ = AgCl↓.
Данное уравнение называется кратким ионным уравнением. Оно показывает,
какие ионы принимают участие в реакции.
2. Образование газообразного вещества:
Na2S + 2HCl = H2S↑ + 2NaCl,
S2¯ + 2H+ = H2S↑.
3. Образование слабого электролита:
СН3СООNa + HCl = CH3COOH + NaCl,
СН3СОО¯ + H+ = CH3COOH.
В результате реакции образуется слабый электролит – уксусная кислота:
HCl + KOH = KCl + H2O,
H+ + OH¯ = H2O.
Данная реакция практически необратима, так как в результате реакции
образуются вода и соль, которая не подвергается гидролизу.
4. Образование комплексного иона:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4],
Zn(OH)2 + 2OH¯ = [Zn(OH)4]2- .
[Zn(OH)4]2-, как и все комплексные, ион является слабым электролитом и
поэтому реакция протекает.
9
Домашнее задание №1. Электролиты. Ионные уравнения реакций
Задание 1. Напишите молекулярные и ионные уравнения возможных реакций
предложенных оксидов с H2O; Na2O; KOH; HNO3.
№ варианта
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Формулы оксидов
N2O3;
Li2O
SnO;
P2O5
MgO;
Al2O3
SO3;
CaO
SiO2;
NiO
PbO;
N2O5
SO2;
CuO
Cr2O3;
Cl2O7
CoO;
ZnO
P2O3;
FeO
BeO;
CO2
Fe2O3;
K2O
CdO;
N2O3
CrO3;
FeO
NiO;
As2O5
№ варианта
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
Формулы оксидов
MnO;
P2O5
BaO;
Mn2O7
CdO;
SnO
As2O5;
CuO
Al2O3;
SiO2
N2O5;
CuO
PbO;
MgO
Cl2O7;
NiO
FeO;
N2O3
BaO;
CO2
Mn2O7
CoO
CaO;
Cl2O
Cr2O3;
N2O3
Cl2O7;
SrO
P2O3;
Fe2O3
Задание 2. Напишите молекулярные и ионные уравнения возможных реакций
предложенных соединений с H2SO4 и NaOH.
№ варианта
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Формулы оксидов
HCl;
Cr(OH)3
Cd(OH)2;
H2S
Cu(OH)2;
HBr
H2SO3;
Sn(OH)2.
H2SiO3;
Pb(OH)2
CH3COOH; KOH
H2Se;
Zn(OH)2
Fe(OH)2;
H3AsO3
Pb(OH)2;
HI
H2Te;
Al(OH)3
Ca(OH)2;
HCN
HNO3;
Be(OH)2
H2SO3,
Sn(OH)2
Fe(OH)3;
HMnO4
H3BO3;
Ni(OH)2
№ варианта
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
10
Формулы оксидов
Ba(OH)2
H2SO3
H3PO4;
Cr(OH)3
KOH;
H2CO3
HF;
Be(OH)2
Cd(OH)2;
HClO4
HNO2;
Pb(OH)2
Mg(OH)2;
HClO
HMnO4;
Al(OH)3
H3BO3;
Sn(OH)2
HBrO;
Be(OH)2
Al(OH)3;
H2Cr2O7
Cr(OH)3;
H3PO3
H2S;
Co(OH)2
Sn(OH)2
CH3COOH
HNO2;
Ca(OH)2
Задание 3. Напишите уравнения диссоциации соединений.
№ варианта
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Формулы оксидов
NiBr2. NaH2PO4
Ni(OH)2, KHCO3
BaCl2, Ca(HCO3)2
CaBr2, H3PO4
NaHSe, Mg(OH)2
Al2(SO4)3, KHSO3
Fe(NO3)3, NaHTe
Mn(NO3)2, H2SO3
ZnCl2, Ba(HSO3)2
Cu(OH)2, CrBr3
Sr (HS)2, K2SO3
FeCl2, NaH2AsO4
NaHS, Al(NO3)3
KHCO3, SnCl2
Al(NO3)3, Ba(HCO3)2
№ варианта
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
Формулы оксидов
Cu(NO3 )2, H2S
BaBr2, CsHSO3
NaHSe, ZnSO4
NiCl2, KH2PO4
Pb(HSO4)2, NH4NO3
K2HAsO3, Na2SO3
Fe2(SO4)3, KHSe
CsHTe, Ca(NO3)2
Ca(H2PO4)2,. Rb2SO4
Ba(HS)2, (NH4)2SO4
Sr(HS)2, K2SO3
Cr2(SO4)3, NH4HSO3
K2HPO4, Ti2(SO4)3
NH4Cl, NaH2PO4
K3PO4, NaHSO4
Задание 4. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций, с помощью
которых можно осуществить превращения.
1. Ni(OH)2 → (NiOH)2SO4 → NiSO4 → Ni(OH)2
2. CuSO4 → (CuOH)2SO4 → Cu(OH)2 → CuOHNO3
3. Bi(NO3 )3 → BiOH(NO3)2 → Bi(OH)3 → Bi2O3
4. Co(OH)2 → CoOHCl → CoCl2 → Co(NO3)2
5. Pb(NO3)2 → PbOHNO3 → Pb(OH)2 → K2PbO2
6. NiCl2 → Ni(OH)2 → NiOHCl → NiCl2
7. CrOHCl2 → CrCl3 → Cr(OH)3 → CrOHSO4
8. (SnOH)2SO4 → SnSO4 → Sn(OH)2 → Na2SnO2
9. NiBr2 → NiOHBr → Ni(OH)2 → NiSO4
10. CoSO4 → Co(OH)2 → (CoOH)2SO4 → Co(NO3)2
11. Cr(OH)3 → CrOHSO4 → Cr2(SO4)3 → CrCl3
12. NiSO4 → (NiOH)2SO4 → Ni(OH)2 → NiBr2.
13. Fe2O3 → FeCl3 → FeOHCl2 → FeCl3
14. Ca(HCO3)2 → CaCO3 → Ca(HCO3)2 → H2CO3
11
15. Cu(OH)2 → (CuOH)2SO4 → CuSO4 → (CuOH)2SO4
16. FeOHSO4 → Fe2(SO4)3 → Fe(OH)3 → FeCl3.
17. Sn(OH)2 → SnOHNO3 → Sn(OH)2 → K2SnO2.
18. . NiBr2 → Ni(OH)2 → NiOHCl → NiCl2.
19. Al(OH)3 → Al(OH)2Cl → AlCl3 → Al(NO3)3.
20. CoCl2 → Co(OH)2 → (CoOH)2SO4 → CoSO4.
21. Bi(OH)3 → Bi(OH)2NO3 → Bi(OH)3 → Bi2O3.
22. Cu(OH)2 → CuOHCl → CuCl2 → Cu(NO3)2.
23. CoSO4→(CoOH)2SO4→ Co(OH)2→ Co(NO3)2.
24. NiCl2 → NiOHCl → Ni(OH)2 → (NiOH)2SO4.
25. Fe(OH)2NO3→Fe(NO3)3→Fe(OH)3→Fe(NO3)3.
26. CaHPO4 → Ca3(PO4)2 → CaHPO4 → H3PO4
27. ZnCl2 → ZnOHCl → Zn(OH)2 → Na2ZnO2.
28. Cr2(SO4)3 → CrOHSO4 → Cr(OH)3 → K3CrO3.
29. (ZnOH)2SO4→Zn(OH)2→Zn(NO3)2→ZnOHNO3.
30. Ba(OH)2→Ba(HCO3)2 → BaCO3 → Ba(HCO3)2
Задание 5. По заданным ионным уравнениям напишите соответствующие
молекулярные.
1. Сa2+ + SO32− = CaSO3
2. H+ + OH− = H2O
3. Сo2+ + OH− + Cl− = CoOHCl
4. Al3+ + 3OH− = Al(OH)3
5. HSO3− + OH− = SO32− + H2O
6. Ag+ + Br− = AgBr
7. Сo2+ + S2− = CoS
8. Be(OH)2 + 2OH− = BeO22− + 2H2O
9. 2H+ + SO32− = H2SO3
12
10. Ni2+ + Cl− + OH− = NiOHCl
11. Сu2+ + 2PO43− = Cu3(PO4)2
12. Fe3+ + 2NO3− + OH− = FeOH(NO3)2
13. Ni2+ + S2− = NiS
14. Al3+ + 2OH− + NO3− = Al(OH)
15. CO2 + OH− = HCO3−
16. Sr2+ + SiO32− = SrSiO3
17. CuO + 2H+ = H2O + Cu2+
18. Mg2+ + SO32− = MgSO3
19. S2− + H+ = HS−
20. Cd2+ + Br− + OH− = CdOHBr
21. ZnO22− + 2H+ = Zn(OH)2
22. Bi3+ + 3OH− = Bi(OH)3
23. Cu2+ + S2− = CuS
24. H+ + CO32− = HCO3−
25. Fe2+ + 2OH− = Fe(OH)2
26. 2Cu2++ SO42−+ 2OH− = (CuOH)2SO4
27. Al3+ + PO43− = AlPO4
28. FeO + 2H+ = Fe2+ + H2O
29. P2O5 + 6OH− = 2PO43− + 3H2O
30. 3Ca2+ + 2PO43− = Ca3(PO4)2
13
Учебное электронное текстовое издание
Александр Владимирович Нечаев
Химия
Задания для самостоятельной работы по теме
«Растворы электролитов. Ионные уравнения»
Редактор
Компьютерная верстка
К.Б. Позднякова
К.Б. Позднякова
Рекомендовано РИС ГОУ ВПО УГТУ-УПИ
Разрешен к публикации 30. 04. 08.
Электронный формат – PDF
Формат 60х90 1/8
Издательство ГОУ-ВПО УГТУ-УПИ
620002, Екатеринбург, ул. Мира, 19
e-mail: sh@uchdep.ustu.ru
Информационный портал
ГОУ ВПО УГТУ-УПИ
http://www.ustu.ru