Лабораторная работа Основные классы неорганических соединений
 Скачать 2.63 Mb.
|
Реакции в растворах электролитовЦель 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. Кислоты – электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода: HNО2 H+ + NО2‾. Основания – электролиты, 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‾. Соли – электролиты, 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 |