14704

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА

Лабораторная работа

Физика

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №6 РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА. Общие сведения. Реакции ионного обмена реакции связывания ионов которое происходит при образовании слабого или малорастворимого электролита. Реакции ионного обмена подчиняются всем закономерностям химическ

Русский

2013-06-09

73.5 KB

48 чел.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №6

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА.

Общие сведения.

    Реакции ионного обмена - реакции связывания ионов, которое происходит при образовании слабого или малорастворимого электролита. Реакции ионного обмена подчиняются всем закономерностям химической термодинамики, т.е. они протекают самопроизвольно в сторону уменьшения энергии Гиббса системы ( DG < 0 ) до достижения состояния равновесия (DG = 0 ).

      Количественной мерой степени протекания реакции "слева направо" является константа равновесия, вычисляемая по общим правилам. Если Кс > 1, равновесие смещено в сторону протекания прямой реакции, при Кс < 1 - в сторону обратной реакции.

    Константа равновесия Кс рассчитывается через константы диссоциации слабых электролитов в общем случае по формуле: Кс = К исх./К прод.,                                                                     ( 1 )

где К исх. – константа диссоциации слабого электролита, вступающего в реакцию, К прод. – константа диссоциации слабого электролита, получающегося в результате реакции.

     Таким образом, реакции ионного обмена можно свести к двум взаимосвязанным процессам : диссоциации электролитов, вступающих в реакцию, и связывании  ионов с образованием продуктов.       

    Общим выводом является то, что реакции ионного обмена протекают в направлении наиболее прочного связывания ионов, т.е. в направлении образования соединения с наименьшим значением константы диссоциации.

  Для правильного отражения  процессов при реакции ионного обмена  уравнения записывают в ионно-молекулярной форме. При этом исходят из реального состояния каждого вещества в системе: сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые и малорастворимые электролиты - в молекулярной форме.

ПРИМЕР 1. Реакция нейтрализации - реакция между кислотой и основанием с образованием соли и воды:                                            CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O

ионно-молекулярное уравнение: CH3COOH  +  OH-     =  CH3COO-   + H2O

   Расчет константы равновесия реакции: Кс = [ CH3COO-] [ H2O ] / [ CH3COOH ] [ OH-] =

= Кд/Кв  =  1.75 10-5/10 -14 = 1.75 109  >> 1, равновесие  смещено вправо – идет прямая реакция.

ПРИМЕР 2. Гидролиз солей:  взаимодействие соли с водой  - реакция обратная реакции нейтрализации.

   А). соли сильной кислоты и сильного основания гидролизу не подвергаются, т.к. в реакции не образуется слабого электролита. Среда в растворе таких солей нейтральная, рН = 7.

   Б). соли сильной кислоты и слабого основания ( гидролиз по катиону ):

                                                     NH4Cl + H2O Û NH4OH + HCl

ионно-молекулярное уравнение: NH+   +  H2O Û NH4OH + H+  

Константа равновесия реакции ( константа гидролиза ): Кг = Кв/К NH OH  = 10 -14/1.8 10-5 = 5.6 10-10

 Константа гидролиза Кс < 1, т.о. равновесие в данной реакции  смещено влево, однако возникающий избыток ионов Н+ приводит к изменению характера среды. Расчет рН : [Н+] = ( Сс К NH OH )1/2 . Так, если концентрация раствора NH4Cl равна Сс = 0.3 моль/л , получим: [Н+] = 1.3 10-5 моль/л,

 рН = 4.9 < 7,  т.о. возникает  кислая среда.

    Для растворов солей сильной кислоты и слабого многокислотного основания гидролиз протекает преимущественно по первой ступени с образованием основной соли:

                                                     CuCl2 + H2O Û CuOHCl + HCl

ионно-молекулярное уравнение: Cu2+   + H2O Û CuOH+   + H+

   В). соли слабой кислоты и сильного основания ( гидролиз по аниону ):

                                                   Na2S + H2O Û NaHS + NaOH

ионно-молекулярное уравнение:   S2- + H2O Û HS-  + OH-

  Константа гидролиза Кг = Кв/КHS = 10-14/1.2 10-14 = 0.83. Избыток ионов OH- приводит к изменению характера среды. Расчет аналогичен предыдущему примеру: [ОН-] = ( Сс К HS  )1/2,   [Н+] = 10-14/[ОН-].

Так, при концентрации соли Сс = 0.01 моль/л: [Н+] = 1.1 10-11,  рН  » 11 > 7, т.о. образуется щелочная среда.

    Соли многоосновных слабых кислот гидролизуются преимущественно по первой ступени с образованием кислых солей.

   Г). соли слабой кислоты и слабого основания ( гидролиз по аниону и по катиону ):

                                                            CH3COONH4 + H2O Û CH3COOH + NH4OH 

   ионно-молекулярное уравнение: CH3COO- + NH4+ + H2O Û CH3COOH + NH4OH 

   Константа гидролиза рассчитывается по уравнению: Кг = Кв/Кк Ко. В данном случае равновесие реакции как правило сильно смещено вправо, a характер среды определяется относительной силой кислоты и основания. Во многих случаях гидролиз протекает необратимо, и такие соли в растворе существовать не могут:               Al2(CO3)3  + 6 H2O = 2 Al(OH)3¯ + H2CO3 

   ПРИМЕР 3.  Растворение малорастворимого электролита.

                                                     CaCO3 + 2 HCl = CaCl2 + H2CO3

   ионно-молекулярное уравнение: CaCO3 + 2 H+   = Ca2+   + H2CO3

   Константа равновесия: Кс = [ Ca2+] [ H2CO3] / [H+]2 = КCaCO   H CO  = 3.7 10-9 / 2.1 10-17 = 1.7 108

   Кс >> 1, равновесие  смещено вправо – идет процесс растворения.

   ПРИМЕР 4. Образование комплексного соединения.

                                                       Al(OH)3(тв)  +  NaOH  =  Na[Al(OH)4](р-р)

    ионно – молекулярное уравнение: Al(OH)3  +  OH-  =  [Al(OH)4]-, т.о. идет растворение осадка гидроксида алюминия.   Константа равновесия Кс = К Al(OH) [Al(OH) ]  .

    Разрушению гидроксо-комплекса  в кислой среде соответствует ионно-молекулярное уравнение:                       

                                                     [Al(OH)4]-  +  4Н+  = Al(OH)3¯  +  4Н2О.

Экспериментальная часть.

  

ОПЫТ 1.  Нейтрализация кислот щелочью.

     Проводится нейтрализация соляной, серной и уксусной кислот раствором гидроксида натрия.  Направление и степень протекания реакции определяется по изменению окраски индикатора – лакмуса.

Окраска лакмуса в кислоте

Окраска после добавления NaOH

Вывод о протекании реакции

1

2

3

4

1.

HCl

2.

H2SO4

3.

CH3COOH

     В 3 пробирки внесите по 3 капли раствора ( 0,1 моль/л ) кислоты: в первую - HCl , во вторую - H2SO4 , в третью - CH3COOH. В каждую пробирку добавьте 1 каплю лакмуса, окраску индикатора отметьте в таблице ( колонка 2 ).

     В пробирки с кислотами добавляйте по каплям раствор NaOH ( 0,1 моль/л ), отметьте изменение окраски раствора ( колонка 3 таблицы ).

1) Сделайте выводы о направлении протекания реакций (колонка 4 таблицы ).

2) Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения проведенных реакций (см.ПРИМЕР1).

    3) Какие из трех реакций идентичны? Рассчитайте значения констант равновесия Кс ( по ур. 1 ):


ОПЫТ 2.
Гидролиз солей.

    Исследуется характер среды растворов некоторых солей. Получите у преподавателя задание к опыту, запишите в таблицу формулы солей и значения концентраций растворов.

Исследуемая соль

Концентрация раствора

рН раствора

1

2

3

    С помощью универсальной индикаторной бумаги ( или рН-метра ) определите рН растворов данных солей.

1) Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей.

2) Рассчитайте константу гидролиза каждой соли ( см. ПРИМЕР 2 ).

3) Сделайте вывод о состоянии равновесия.

4) Рассчитайте теоретическое значение рН для каждого случая.

5) Рассчитанные и экспериментальные значения рН отметьте в таблице.

ОПЫТ 3. Образование и растворение малорастворимых электролитов.

    Исследуется возможность образования осадка карбоната магния при взаимодействии соли магния с карбонатом и гидрокарбонатом натрия:

1). MgCl2  +  Na2CO3  =  MgCO3  +  2 NaCl

2). MgCl2  +  NaHCO3  =  MgCO3  +  NaCl  +  HCl

    В две пробирки налейте по 2-3 капли раствора хлорида магния, после чего в одну добавьте 2-3 капли раствора карбоната натрия, в другую – столько же раствора гидрокарбоната магния. Отметьте, в каком случае выпадает осадок.    

1) Напишите ионно-молекулярные уравнения реакций.

2) Рассчитайте значения констант равновесия, на основании расчетов объясните результаты опыта.


ОПЫТ 4.
Образование и разрушение комплексов.

В опыте рассматривается реакция образования тетрагидроксоалюминат-иона [Al(OH)4] при растворении амфотерного гидроксида алюминия в щелочи и реакция его разрушения при взаимодействии с кислотой.

В пробирке получите осадок Al(OH)3 , для чего к 2-3 каплям раствора Al2(SO4)3 добавьте такой же объем раствора NaOH ( 1 моль/л ). К полученному осадку прилейте избыток раствора NaOH до полного растворения осадка. В полученный раствор добавьте 1-2 капли раствора фенолфталеина, а затем раствора серной кислоты ( 1 моль/л ) до обесцвечивания индикатора. К полученному раствору добавьте несколько капель раствора NaOH.

Результаты всех операций отметьте в таблице.

Операция

Наличие осадка Al(OH)3

Окраска раствора

Образование (разрушение) комплекса

1

Al2(SO4)3  + NaOH

2

Добавление избытка NaOH

3

Добавление фенолфталеина

4

Добавление H2SO4

5

Добавление NaOH

1) Напишите ионно-молекулярное уравнение реакции образования гидроксида алюминия (п.1).

2) Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций образования (п.2) и разрушения (п.3) комплексного иона ( см. ПРИМЕР 4 ).

3) Рассчитайте величины Кс,

4)Сопоставьте полученный вывод с результатами эксперимента.

Вариант предлабораторного теста.

I.  Слабыми кислотами являются:

       1) CH3COOH          2) HCN          3) HNO3          4) HCl

II.  Сильными основаниями являются:

       1) Fe(OH)2               2) KOH          3) NH4OH        4) Ba(OH)2

III. Частично диссоциируют при растворении соли:

       1) KCl                      2) CaSO4       3) CuS               4) AgNO3

IV.  Укажите реакции гидролиза:

       1) Na2S + H2O = NaHS + NaOH                          2) CuCl2 + H2O = CuOHCl + HCl     

       3) NaOH + HCl = NaCl + H2O                              4) KHSO3 + KOH = K2SO3 + H2O

V.  В растворе не могут протекать следующие реакции:

      1) K2SO4 + 2H2O = 2KOH + H2SO4                   2) HCl + KOH = KCl + H2O

      3) 2KNO3 + BaCl2 = Ba(NO3)2 + 2KCl               4) CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2 + 2NaCl

VI.  Ионно-молекулярное уравнение реакции Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S записывается:

      1) 2Na+ + S2- + 2HCl = 2NaCl + H2S                   2) S2- + 2H+ = H2S

      3) Na+ + Cl- = NaCl                                               4) Na2S +2H+ = 2Na+ + H2S

VII. Ионно-молекулярное уравнение H+ + OH- = H2O соответствует следующему молекулярному уравнению:

      1) NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O                2) H2S + 2KOH = K2S + 2H2O

      3) Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O               4) Ba(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O

VIII. Константа равновесия Kc реакции NH4+ + H2O = NH4OH + H+ записывается в виде:

     1) [NH4OH]+[H+]          2)      [NH4+]               3)  [NH4+]+[H2O]        4) [NH4OH][H+]

          [NH4+]+[H2O]               [NH4OH][H+]             [NH4OH]+[H+]                  [NH4+]

IX. Константа равновесия Кс реакции Cu2+ + H2O = CuOH+ + H+ численно равна:

    1) KCuOH/KH O             2) KH O/ KCuOH        3)   KH O                       4) 1/ KH O

X.  Реакция ионного обмена протекает преимущественно в обратном направлении при условии:

     1) Кс >> 1                       2) Кс << 1                   3) Кс @ 1

Ответы и комментарии.

I.       1.2            см. таблицу сильных и слабых электролитов

II.      2,4            см. таблицу сильных и слабых электролитов

III.     2,3            см. таблицу растворимости

IV.     1,2           по определению, ПРИМЕР 2

V.      1,3            не образуется слабых электролитов

VI.     2               по правилу составления ионно-молекулярных реакций

VII.    4               по правилу составления ионно-молекулярных реакций

VIII.   4              см. ЗДМ

IX.      2              см. уравнение 1, стр. 1

X.       2              см. направление протекания самопроизвольных процессов

Контрольные вопросы.

I.   Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции нейтрализации, в которой образуется соль:

                1). Mn(NO3)2      2). K2CO3        3). CrCl3       4). K2S       5). Pb(NO3)2  

Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза данной соли.

II.  По данному ионному уравнению реакции составьте соответствующее молекулярное уравнение:

                 1). Ca2+  +  CO32-  =  CaCO3     2). Pb2+  +  SO42-  =  PbSO4     3). Hg2+  +  2I-  =  HgJ2

                 4). Ag+  +  Cl-  =  AgCl             5). Fe2+  +  S2-  =  FeS

III. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции:

1). Cr(OH)3  +  3 HCl  =  CrCl3  +  3 H2O                               2). AgCl  +  NaCl  =  Na[AgCl2]

3). FeCl2  +  2 NH4OH  =  Fe(OH)2  +  2 NH4Cl                     4). HgJ2  +  2 KJ  =  K2[HgJ4]

5). Pb(OH)2  +  Na2CO3  =  PbCO3 +  2 NaOH


 

А также другие работы, которые могут Вас заинтересовать

45409. Понятие наказания и его признаки 28.5 KB
  Понятие наказания и его признаки Наказание это предусмотренная уголовным законом мера государственного принуждения применяемая по приговору суда к лицу признанному виновным в совершении преступления и заключающаяся в лишении или ограничении его прав и свобод. Признаки уголовного наказания: это особая форма государственного принуждения к лицу виновному в совершении какоголибо преступления предусмотренного уголовным законом; назначается от имени государства и только по приговору суда; имеет всегда строго индивидуальный и публичный...
45410. Понятие и признаки преступления 28.5 KB
  Понятие и признаки преступления Понятие преступления определяет статья 14 УК РФ: Преступлением признается виновно совершенное общественно опасное деяние запрещенное настоящим Кодексом под угрозой наказания. Из этого определения вытекают четыре обязательных признака преступления: общественная опасность противоправность виновность и наказуемость. Общественная опасность как признак преступления является качественным или материальным признаком. Общественная опасность является объективным свойством преступления.
45411. Понятие и признаки состава преступления 25.5 KB
  Понятие и признаки состава преступления Состав преступления это совокупность объективных и субъективных признаков закрепленных в уголовном законе которые характеризуют общественно опасное деяние как конкретное преступление. Признаки преступления это указанные в законе конкретные свойства преступления которые позволяют отграничить один состав преступления от другого. Элементы состава преступления включают группу признаков и соответствуют различным сторонам преступления: объекту объективной стороне субъекту и субъективной стороне....
45413. Понятие уголовного права 37.5 KB
  Нет преступления нет наказания без точного указания на то в законе. Тем не менее принцип равенства перед уголовным законом не означает что все лица совершившие преступления в том числе и тождественные подлежат одинаковой ответственности и им назначается одинаковое наказание например к несовершеннолетним не может быть применена смертная кара и т. соответствовать характеру и степени общественной опасности преступления а также личности виновного. Понятие и признаки состава...
45414. Принципы уголовного права 25 KB
  Принципы уголовного права Принцип законности ст. 3 УК конституционный принцип уголовного права. Данный принцип определяет что преступность и наказуемость деяния определяется только уголовным законом Российской Федерации. Данный принцип запрещает применение уголовного закона по аналогии ч.
45415. Строение и система уголовного права 29 KB
  Особенная часть уголовного права изучает конкретные преступления по их родам и видам: преступления против жизни здоровья личности; против свободы чести и достоинства личности; против половой неприкосновенности и половой свободы личности; против конституционных прав и свобод человека и гражданина; против семьи и несовершеннолетних; против собственности; преступления в сфере экономической деятельности; против интересов службы в коммерческих и иных организациях; против общественной безопасности; против здоровья населения и общественной...
45416. Понятие уголовной ответственности 26 KB
  Понятие уголовной ответственности Уголовная ответственность разновидность юридической ответственности. 8 УК РФ указывает что является основанием уголовной ответственности. Наибольшее распространение имеют три подхода к определению уголовной ответственности: обязанность лица совершившего преступление отвечать за содеянное в соответствии с уголовным законом; применение к виновному лицу мер уголовноправового характера; судимость как правовое последствие назначения наказания. Момент начала и окончания уголовной ответственности...
45417. Виды наказаний 23 KB
  44 УК РФ предусмотрены следующие виды наказаний: штраф; лишение права занимать определенные должности или заниматься определенной деятельностью; лишение специального воинского или почетного звания классного чина и государственных наград; обязательные работы; исправительные работы; ограничение по военной службе; ограничение свободы; арест; содержание в дисциплинарной воинской части; лишение свободы на определенный срок; пожизненное лишение свободы; смертная казнь. 45 УК РФ к основным видам наказания относятся: ...