Главная страница
Навигация по странице:

  • Теоретическое введение

  • Электролитическая диссоциация

  • Сильные электролиты

  • Выполнение работы

  • Лабораторная работа Основные классы неорганических соединений


    Скачать 2.63 Mb.
    НазваниеЛабораторная работа Основные классы неорганических соединений
    Дата22.03.2022
    Размер2.63 Mb.
    Формат файлаdoc
    Имя файлаUchebnoe_posobie_po_khimii.doc
    ТипЛабораторная работа
    #409758
    страница7 из 40
    1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   ...   40

    Реакции в растворах электролитов



    Цель работы: изучить понятия «электролиты», «электролитическая диссоциация», рассмотреть кислоты, основания, амфотерные электролиты, соли с точки зрения теории электролитической диссоциации, отличать сильные и слабые электролиты, научиться составлять ионно-молекулярные уравнения.

    Задание: провести реакции обмена в растворах электролитов, выполнить требования к результатам опытов и оформить отчет, решить задачу.

    Теоретическое введение

    Электролитами называют вещества (кислоты, основания, соли), которые в растворах диссоциируют на ионы и проводят электрический ток.

    Электролитическая диссоциация – распад молекул растворенного вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя.

    Кислотыэлектролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода:

    HNО2 H+ + NО2.

    Основанияэлектролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов:

    NH4OH NH4+ + OH.

    Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты и как основания. Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Ga(OH)3, Cr(OH)3.

    Диссоциацию растворимой части амфотерного электролита можно представить следующей схемой:

    2H+ + BeO22− Be(OH)2 Be2+ + 2OH.

    Солиэлектролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов:

    Al2(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO42‾;

    средняя соль

    NaHCO3 → Na+ + HCO3;

    кислая соль

    CuOHCl CuOH+ + Cl.

    основная соль

    Все электролиты делят на сильные и слабые. Сильные электролиты – это вещества, которые в водных растворах практически полностью диссоциируют на ионы. Сильными электролитами являются: все хорошо растворимые

    соли, кислоты (H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4), щелочи (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

    Слабые электролиты – это вещества, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы. К слабым электролитам относятся: H2O, NH4OH; некоторые соли; кислоты CH3COOH, HF, HNO2, HCN, HClO, H2SO3, H2CO3, H2S, H3PO4; все нерастворимые в воде основания, например Mg(OH)2, Fe(OH)3, Cu(OH)2.

    Реакции в растворах электролитов протекают между ионами. Обычно такие реакции изображаются при помощи ионно-молекулярных уравнений, порядок составления которых следующий:

    а) записывают молекулярное уравнение реакции и в обеих частях уравнения подчеркивают вещества, которые не будут полностью диссоциировать на ионы (нерастворимые вещества, слабые электролиты, газы):

    AgNO3 + KCl = AgCl↓ + KNO3;

    б) составляют полное ионное уравнение реакции. Осадки, газы и слабые электролиты полностью на ионы не диссоциируют, поэтому в ионных уравнениях записываются в молекулярном виде:

    Ag+ + NO3 + K+ + Cl = AgCl↓ + K+ + NO3;

    в) составляют краткое ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:

    Ag+ + Clˉ = AgCl↓.

    Реакции обмена в растворах сильных электролитов протекают до конца

    или практически необратимо, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества:

    • нерастворимые (↓):

    3CaCl2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6NaCl

    3Ca2+ + 6Cl‾ + 6Na+ + 2PO43- = Ca3(PO4)2↓ + 6Na+ + 6Cl

    3Ca2+ + 2PO43- = Ca3(PO4)2↓;

    • газообразные (↑):

    2HCl + Na2S = H2S↑ + 2NaCl

    2H+ + 2Cl + 2Na+ + S2- = H2S↑ + 2Na+ +2Cl

    2H+ + S2- = H2S↑;

    • малодиссоциирующие (слабые электролиты):

    H2SO4 + 2KNO2 = 2HNO2 + K2SO4

    2H+ + SO42− + 2К+ + 2NO2 = 2HNO2 + 2K+ + SO42−

    H+ + NO2 = HNO2.

    В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, слабого электролита, реакции обмена не протекают.

    Нередко встречаются процессы, в уравнениях которых с одной стороны равенства имеется малорастворимое соединение, а с другой – слабый электролит. Такие реакции протекают обратимо, причем равновесие смещается в сторону наименее диссоциировааных веществ. Так, равновесие в системе

    Mg(OH)2↓ + 2HCl MgCl2 + 2H2O

    Mg(OH)2↓ + 2H+ + 2Cl Mg2+ + 2Cl + 2H2O

    Mg(OH)2↓ + 2H+ Mg2+ + 2H2O

    смещено вправо, в сторону малодиссоциированных молекул воды.

    Выполнение работы
    1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   ...   40


    написать администратору сайта