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

67834. ІНФОРМАЦІЙНО-ВИМІРЮВАЛЬНІ ПРИСТРОІ СИСТЕМ КЕРУВАННЯ РТС. СИЛОМОМЕНТНІ СИСТЕМИ НАДАННЯ ЧУТЛИВОСТІ РТС 208 KB
  Якщо при великосерійному виробництві з невеликими змінами продукції що випускається сумарні витрати на створення жорсткопрограмованого робототехнологічного комплексу складаються з трьох приблизно рівних частин одна з яких вартість сучасного високоточного промислового...
67835. ТАКТИЛЬНІ СИСТЕМИ НАДАННЯ ЧУТЛИВОСТІ РТС 172 KB
  Тактильними називають такі системи надання чутливості які дозволяють роботу зареєструвати факт дотику з обєктом визначити положення точок дотику і виміряти контактні сили в кожній з них. Прообразом тактильних систем надання чутливості послужило відчуття дотику яким наділені багато живих істот.
67837. Додаткові розділи числових методів. Конспект лекцій 1.19 MB
  Стійкість методів розвязування задачі Коші. Розглянемо кілька аспектів проблеми в розумінні числового розвязання звичайних диференціальних рівнянь. Після побудови методу перед його програмуванням на ЕОМ доцільно визначити як сітковий розрахунок передає основні властивості точного розвязку деяких модельних задач.
67838. Сутність та завдання кримінального процесу 133.5 KB
  В реальному житті практично кожному випускнику юридичного закладу освіти так чи інакше доведеться зіткнутися з фактами розслідування злочинів. Тому глибоке вивчення кримінально-процесуального права та теорії кримінального процесу - одна з умов успішної роботи на посадах слідчих, прокурорів...
67839. Принципи кримінального процесу 133.5 KB
  Отже, принципи (засади) кримінального процесу — це закріплені в законі панівні в державі політичні і правові ідеї щодо завдань і способу здійснення судочинства в кримінальних справах, які визначають спрямованість і побудову кримінального процесу в цілому, форму і зміст його стадій та інститутів...
67840. Суб’єкти кримінального процесу 175.5 KB
  Розглянувши та уяснив основні положення перших двох тем з яких Ви взнали поняття кримінального процесу та його принципи ми переходимо до вивчання більш важкої теми конкретизуючої більш посередньо учасників кримінального процесу.
67841. Доказательства в уголовном процессе 134.5 KB
  При расследовании любого уголовного дела и рассмотрение его в суде необходимо установить в точном соответствии с действительностью все фактические обстоятельства совершенного преступления. Вся сложность этой работы заключается в том, что следователь, прокурор и суд...
67842. Види джерел доказів 125 KB
  Показання осіб які приймають участь у процесі як джерело доказів показання свідків потерпілого підозрюваного і обвинуваченого Речові докази як джерело доказів. Протоколи слідчих і судових дій інші документи як джерела доказів у кримінальному процесі.