2 теория

Методическое обеспечение: Макарова Л.Н.
Редактор: Гордеева Ю.В.
3D графика: Масагутов К.Х.
Script программирование: Масагутов К.Х.
Управление проектом: Сергиенко Е.В.
Лабораторная работа
Тема: РЕАКЦИИИ ИОННОГО ОБМЕНА
Раздел: «Растворы»
1
ВВЕДЕНИЕ
Цель работы: 1) Изучение взаимодействий в растворах электролитов
2
ТЕОРИЯ
В водных растворах солей, кислот и оснований происходит распад
вещества на положительные ионы – катионы и отрицательные ионы –
анионы.
Распад вещества на ионы в водных растворах называется
электролитической диссоциацией.
Диссоциация в растворах происходит только в полярных
растворителях. Она обусловлена взаимодействием полярных молекул
растворителя с растворенным веществом, содержащем полярные и ионно –
ковалентные связи.
Вещества, диссоциирующие на ионы в расплавах или в растворах, в
полярных растворителях, называют электролитами.
Способность веществ
диссоциировать на ионы количественно
характеризуют величиной степени диссоциации:
α = n/n0,
где: n0 – общее число молекул в растворе;
n – число молекул, подвергшееся диссоциации.
По способности к диссоциации все электролиты делят на сильные и
слабые. Сильные электролиты в водных растворах существуют в виде ионов.
Чтобы подчеркнуть, что равновесии диссоциации сильных электролитов
смещено в сторону образования ионов, в уравнении диссоциации принято
писать знак равенства:
HCl = H+ + ClNaOH = Na+ + OHK2SO4 = 2K+ + SO42-.
К сильным электролитам относятся соли, кислоты: HCl, HClO4, HClO3,
HBr, HI, HMnO4, HNO3, H2SO4; основания щелочных: NaOH, LiOH, КOH,
RbOH, CsOH и щелочноземельных металлов: Ca (OH)2, Sr (OH)2, Ba (OH)2.
Слабые электролиты в растворах диссоциированы частично. В
растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между
молекулами вещества и ионами. При написании уравнений диссоциации
слабых электролитов ставят знак обратимости:
HNO2 ↔ H+ +NO2NH4OH ↔ NH4+ + OHМногоосновные слабые кислоты и многокислотные слабые основания
диссоциируют ступенчато:
H2CO3↔ H+ + HCO3HCO3- ↔ H+ + CO3 2Pb (OH)2 ↔ PbOH+ + OH –
PbOH+ ↔ Pb2+ + OH –.
Многоосновные сильные кислоты и многокислотные сильные
основания диссоциируют по первой ступени как сильные электролиты, а по
второй – как электролиты средней силы, например:
H2SO4 ↔ H+ + HSO4-
HSO4- ↔ H+ + SO4 2Ca (OH)2 ↔ CaOH+ + OH –
CaOH+ ↔ Pb2+ + OH –.
Реакции в водных растворах электролитов протекают между их
ионами.
Реакции,
осуществляющиеся
в
результате
обмена
между
электролитами, называются реакциями обмена.
Отличительной чертой реакций обмена является сохранение
элементами всех веществ их степеней окисления.
Уравнения реакция обмена, написанные в молекулярной форме, не
отражают особенностей взаимодействия между ионами в растворе. Эти
особенности отражают ионно – молекулярные уравнения.
При составлении ионно – молекулярных уравнений:
1)
сильные электролиты записывают в виде ионов;
2)
вещества
малодиссоциированные,
малорастворимые
и
газообразные записывают в виде молекул.
Например:
NiSO4 + 2NaOH = Ni(OH)2↓ + Na2SO4 – молекулярное уравнение
реакции.
Полное ионно – молекулярное уравнение этой реакции:
Ni2+ + SO42- + 2Na+ + 2OH- = Ni(OH)2↓ + 2Na+ + SO42-.
Сущность протекающего химического взаимодействия отражает
кратуое ионно – молекулярное уравнение:
Ni2+ + 2OH- = Ni(OH)2↓.
Краткое ионно –молекулярное уравнение не включает те ионы,
которые присутствуют в неизменном виде и количестве в правой и левой
частях полного ионно – молекулярного уравнения.
Еще один пример:
молекулярное уравнение реакции:
CaCO3 ↓ +2HCl = CaCl2 +H2O +CO2;
полное ионно – молекулярное уравнение:
CaCO3 ↓ +2H+ +2Cl- = Ca2+ + 2Cl- +H2O +CO2;
краткое ионно – молекулярное уравнение:
CaCO3 ↓ +2H+ = Ca2+ +H2O +CO2.
В соответствии с принципом смещения равновесия, реакции обмена
между электролитами в растворе пойдут в одну сторону, если какое – либо
вещество будет удаляться из сферы реакции по мере ее протекания.
Реакции обмена между сильными электролитами будут протекать в
прямом направлении, если в результате реакции образуется:
1.
Малорастворимое соединение;
2.
Малодиссоциированное соединение;
3.
Газообразное соединение;
4.
Комплексное соединение.
Например:
1.
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl
Ba2+ + SO42- = BaSO4↓
2.
NaOH + HCl = NaCl + H2O
+
H + OH = H2O
3.
Na2S + H2SO4 = H2S↑ + Na2SO4
+
22H + S = H2S↑
4.
AlCl3 + 4KOH = K [Al (OH) 4 ] + 3KCl
3+
Al + 4OH = [Al (OH) 4 ]Реакции обмена, в которых хотя бы одно из исходных веществ –
слабый электролит, и при которых молекулы малодиссоциирующих веществ
имеются не только в правой, но и в левой части ионно – молекулярного
уравнения, протекают до состояния равновесия, при котором продукты
реакции сосуществуют с исходными веществами, поэтому уравнения
подобных реакций правильнее записывать как обратимые:
1. CH3COOH + NaOH <=> CH3COONa + H2O
CH3COOH + OH- <=> CH3COO- + H2O
2. HCl + NH4OH <=> NH4Cl + H2O
H+ + NH4OH <=> NH4+ + H2O.
Однако в рассмотренных примерах это равновесия смещено вправо,
поскольку вода – значительно более слабый электролит, чем уксусная
кислота и гидроксид аммония: Кд (CH3COOH) = 1.75*10-5; Кд (NH4OH) = 1,77*10-5;
Кд (H2O) = 1,8*10-16.
Подобные процессы происходят и при реакциях, в ходе которых
малорастворимое
вещество
превращается
в
растворимый,
но
слабодиссоциирующий продукт. К таким реакциям относится, например,
растворение сульфидов некоторых металлов в соляной кислоте:
MnS(к) + 2HCl <=> MnCl2 + H2S или
MnS(к) + 2H+ <=> Mn2+ + H2S,
суммарная константа диссоциации сероводорода К = К1*К2 = 6*10-22;
ПР MnS = 2,5*10-10. Отсюда ясно, что равновесие данной реакции
смещено вправо – сульфид марганца растворяется в соляной кислоте.
Если в обратимых процессах участвуют, с одной стороны,
малорастворимое соединение, с другой – слабый электролит, то равновесие
обычно смещено в сторону образования слабого электролита. Например:
Mg(OH)2↓ +2HCl <=> MgCl2 + 2H2O,
Mg(OH)2↓ + 2H+ <=> Mg2+ +2H2O.
Это является причиной растворения малорастворимых солей и
оснований в кислотах.
Таким образом, для обратимых ионных реакций характерны
следующие закономерности:
1.
Ионная реакция обратима, если среди исходных и образующихся
веществ есть малодиссоциированные, малорастворимые или газообразные
вещества.
2.
Равновесие такой реакции смещается в направлении наиболее
полного связывания ионов (их наименьшей концентрации в растворе).
3
ОБОРУДОВАНИЕ
3.1 Активные клавиши
Рис. 3.1. Функции манипулятора
Левая клавиша мыши (ЛКМ) - при нажатии берется объект (пробирка,
палочка для перемешивания, капельница)
Средняя клавиша мыши (СКМ) - при прокрутке назад (на себя) сцена
отдаляется, при прокрутке вперед (от себя) сцена приближается.
Правая клавиша мыши (ПКМ) - при нажатии на объект происходит
действие (из капельницы капает вещество, палочка перемешивает вещество)
Движение мыши:
движение вправо - сцена движется вправо,
движение влево - сцена движется влево,
движение вверх - сцена движется вверх,
движение вниз - сцена движется вниз.
3.2 Лабораторное оборудование
Для проведения лабораторной работы необходимо следующее
оборудование:

1.
2.
3.
4.
4 капельницы с надписью:
Na2SO4
ZnSO4
(NH4)2SO4
BaCl2
 2 капельницы с надписью:
1.
MgSO4
2.
NaOH
 2 капельницы с надписью:
1.
СH3COONa
2.
HCl

Штатив с пробирками

Стаканчик с водой

Стеклянная палочка для перемешивания реактивов
Справа находится кнопка вызова меню (рис. 3.2). В меню можно
увидеть кнопки управления («Начать заново», «Выход»), окна с подсказками
к текущему опыту в лабораторной работе (какие вещества нужно добавить в
пробирку), кнопку для вызова окна настроек (рис. 3.4), в котором можно
включить полноэкранный режим, настроить качество графики. Для выхода из
полноэкранного режима нажать клавишу ESC.
Рис. 3.2. Кнопка вызова меню
Рис. 3.3. Боковое меню
Рис. 3.4. Окно настроек
4
ПОРЯДОК ПРОВЕДЕНИЯ РАБОТЫ
Цель работы: 1) Изучение взаимодействий в растворах
электролитов
Опыт № 1. Получение малорастворимых веществ.
1) В три пробирки внесите по 4 капли следующих растворов:
в одну – сульфата натрия; в другую – сульфата цинка; в третью –
сульфата аммония. В каждую из пробирок добавить несколько капель
раствора хлорида бария. Описать наблюдения. Написать молекулярные и
краткие ионно – молекулярные уравнения реакций.
Последовательность действий:
1.
Берем первую пробирку (нажимаем ЛКМ на пробирку);
2.
Берем капельницу с надписью Na2SO4 (нажатие ЛКМ на капельницу);
3.
Капаем 4 капли Na2SO4 в пробирку (4 нажатия ПКМ на капельницу);
4.
Отставляем капельницу с Na2SO4 в сторону (нажатие ЛКМ);
5.
Берем капельницу с надписью BaCl2 (нажатие ЛКМ);
6.
Капаем 3 капли BaCl2 в пробирку с Na2SO4 (3 нажатия ПКМ);
7.
Отставляем капельницу с BaCl2 в сторону (нажатие ЛКМ);
8.
Берем стеклянную палочку и перемешиваем содержимое в пробирке
(нажатие ЛКМ на палочку);
9.
Наблюдаем выпадение осадка белого цвета;
10.
Убираем пробирку с содержимым в штатив (нажатие ЛКМ);
11.
Снова нажимаем на пробирку ЛКМ и наблюдаем, что в пробирке жидкость,
а не гель, и убираем пробирку в штатив (нажатие ЛКМ);
12.
Берем капельницу с надписью ZnSO4 (нажатие ЛКМ);
13.
Берем вторую пробирку (нажатие ЛКМ);
14.
Капаем 4 капли ZnSO4 во вторую пробирку (4 нажатия ПКМ);
15.
Отставляем капельницу с ZnSO4 в сторону (нажатие ЛКМ);
16.
Берем капельницу с надписью BaCl2 (нажатие ЛКМ);
17.
Капаем 3 капли BaCl2 в пробирку с ZnSO4 (3 нажатия ПКМ);
18.
Берем стеклянную палочку и перемешиваем содержимое в пробирке
(нажатие ЛКМ);
19.
Наблюдаем выпадение осадка белого цвета;
20.
Убираем пробирку с содержимым в штатив (нажатие ЛКМ);
21.
Снова нажимаем на пробирку ЛКМ и наблюдаем, что в пробирке жидкость,
а не гель, и убираем пробирку в штатив (нажатие ЛКМ);
22.
Берем капельницу с надписью (NH4)2SO4 (нажатие ЛКМ);
23.
Берем третью пробирку (нажатие ЛКМ);
24.
Капаем 4 капли (NH4)2SO4 в третью пробирку (4 нажатия ПКМ);
25.
Отставляем капельницу с (NH4)2SO4 в сторону (нажатие ЛКМ);
26.
Берем капельницу с надписью BaCl2 (нажатие ЛКМ);
27.
Капаем 3 капли BaCl2 в пробирку с (NH4)2SO4 (3 нажатия ПКМ);
28.
Берем стеклянную палочку и перемешиваем содержимое в пробирке
(нажатие ЛКМ);
29.
Наблюдаем выпадение осадка белого цвета;
30.
Убираем пробирку с содержимым в штатив (нажатие ЛКМ);
31.
Снова нажимаем на пробирку ЛКМ и наблюдаем, что в пробирке жидкость,
а не гель, и убираем пробирку в штатив (нажатие ЛКМ);
32.
Записываем уравнения данных реакций в молекулярном и кратком ионномолекулярном виде.
Опыт № 2 Пользуясь имеющимися на столе реактивами (в
капельницах), осуществить реакции, выраженные следующими ионно –
молекулярными уравнениями:
а) Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2↓
Для опыта брать по 2 –3 капли растворов. Описать наблюдения.
Написать молекулярные уравнения реакции.
Последовательность действий:
1.
Берем пробирку (нажатие ЛКМ);
2.
Берем капельницу с надписью MgSO4 (нажатие ЛКМ);
3.
Капаем 4 капли MgSO4 в пробирку (4 нажатия ПКМ);
4.
Отставляем капельницу с надписью MgSO4 в сторону (нажатие ЛКМ);
5.
Берем капельницу с надписью NaOH (нажатие ЛКМ);
6.
Добавляем 2 капли NaOH в пробирку с MgSO4 (2 нажатия ПКМ);
7.
Отставляем капельницу с надписью NaOH в сторону (нажатие ЛКМ);
8.
Берем стеклянную палочку и перемешиваем содержимое в пробирке
(нажатие ЛКМ);
9.
Наблюдаем выпадение осадка белого цвета;
10.
Убираем пробирку с содержимым в штатив (нажатие ЛКМ);
11.
Снова нажимаем на пробирку ЛКМ и наблюдаем, что в пробирке гель, а не
жидкость, и убираем пробирку в штатив (нажатие ЛКМ);
12.
Записываем уравнение соответствующей реакции в ионно-молекулярном
виде.
Опыт № 3 Получение слабодиссоциирующих веществ.
Внести в пробирку 2 – 3 капли раствора ацетата натрия и добавить 2
– 3 капли 0,1 н раствора хлороводородной кислоты.
Написать молекулярные и краткие ионно – молекулярные уравнения
реакций.
Последовательность действий:
1.
Берем пробирку (нажатие ЛКМ);
2.
В правую руку берем капельницу с надписью СH3COONa(нажатие ЛКМ);
3.
Капаем 4 капли СH3COONа в пробирку (4 нажатия ПКМ);
4.
Отставляем капельницу с надписью СH3COONa в сторону (нажатие ЛКМ);
5.
Берем капельницу с надписью HCl (нажатие ЛКМ);
6.
Добавляем 2 капли HCl в пробирку СH3COONa (2 нажатия ПКМ);
7.
Отставляем капельницу с надписью HCl в сторону (нажатие ЛКМ);
8.
Берем стеклянную палочку и перемешиваем содержимое в пробирке
(нажатие ЛКМ);
9.
В результате реакции чувствуется запах уксусной кислоты;
10.
Убираем пробирку с содержимым в штатив (нажатие ЛКМ);
11.
Снова нажимаем на пробирку ЛКМ и наблюдаем, что в пробирке жидкость
без осадка, и убираем пробирку в штатив (нажатие ЛКМ);
12.
Записываем уравнение соответствующей реакции в ионно-молекулярном
виде.
5.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ
Могут ли в растворах одновременно существовать ионы:
Pb и CrO42-; К+ и NO3-; Ag+ и Cl-? Почему?
2.
В каких случаях произойдут реакции, если смешать растворы:
а) CuSO4 и KCl; б) CuSO4 и Pb(NO3)2?
Написать молекулярные и ионно – молекулярные уравнения
реакций.
3.
Составьте молекулярные и ионно – молекулярные уравнения
реакций образования малодиссоциирующих соединений или газов:
а) Na2S + HCl =
б) NaHCO3 + H2SO4 =
в) NaHCO3 + NaOH =
г) Pb(CH3COO)2 + HCl =
д) Al(OH)3 + KOH =
е) Ca(CH3COO)2 + Na3PO4 =
ж) CrCl3 + Be (OH)2 =
4.
Напишите выражения констант всех ступеней диссоциации
ортофосфорной кислоты. Приведите численные значения К1,К2 и К3.
а) каково соотношение значений К1,К2 и К3 и чем это объясняется?
б) присутствие каких ионов наиболее вероятно в растворе
ортофосфорной кислоты?
5.
Напишите уравнение диссоциации и выражение для констант
диссоциации уксусной кислоты и гидроксида аммония в воде.
а) как влияет на состояние равновесия добавление к раствору уксусной
кислоты ацетата натрия, а к раствору аммиака – соли аммония?
б) как влияют одноименные ионы на электролитическую диссоциацию
слабого электролита?
6.
Каковы концентрации ионов Н+ и рН среды, если концентрация
ОН- ионов (t = 250С) равна: а) 10-8 моль/л; б) 10-2 моль/л?
7.
Вычислите концентрации (моль/л) Н+ и ОН- ионов раствора, рН
которого равно 4,3 (t = 250С).
8.
Вычислите рН следующих растворов, принимая, что они
находятся в состоянии полной диссоциации:
а) 0,01 М HCl; б) 0,005 М HCl; в) 0,01 М KOH; г) 0,05 М KOH.
9.
Написать в молекулярной форме уравнения реакций,
соответствующие следующим ионным уравнениям:
а) Ca2+ + CO32- = CaCO3
б) Al3+ + 3OH- = Al (OH)3
в) Al (OH)3 + 3H + = Al3+ + 3H2O
г) Al (OH)3 + 3OH- = [Al(OH)6]3-.
1.
2+
6. ОТЧЕТ
6.1 Форма отчета
Цель работы___________________________________________________
_______________________________________________________________
Название опыта_________________________________________________
Ход работы: (краткий конспект)___________________________________
1._____________________________________________________________
2._____________________________________________________________
3._____________________________________________________________
4._____________________________________________________________
и т.д.__________________________________________________________
Используемые реактивы: (перечислить реактивы, которые используете в
опыте_________________________________________________________
________________________________________________________________
1.______________________________________________________________
2.______________________________________________________________
3.______________________________________________________________
4.______________________________________________________________
5.______________________________________________________________
Наблюдения по опыту № 1
__________________________________________________________________
______________________________________________________________
Наблюдения по опыту № 1_________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Наблюдения по опыту №3_________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Химические уравнения____________________________________________
_1.______________________________________________________________2.
______________________________________________________________3.___
__________________________________________________________
Выводы по работе________________________________________________
1.______________________________________________________________
2.______________________________________________________________
Работу выполнил__________________________________________
Отчет принял_____________________________________________
«____»______________20___г.
7. СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ
1. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: ВШ, 2004. – 558с.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 2003. – 704с.
3. Севастьянова, Г.К., Карнаухова. Т.М. Общая химия: Курс лекций. – Тюмень:
ТюмГНГУ, 2009. – 212 с.