Сборник лаб. раб по общей химии new. Методические указания по выполнению лабораторных работ и организации самостоятельной работы для студентов всех форм обучения

• Название: Методические указания по выполнению лабораторных работ и организации самостоятельной работы для студентов всех форм обучения
• Анкор: Сборник лаб. раб по общей химии new.doc
• Дата: 22.12.2017
• Размер: 1.56 Mb.
• Имя файла: Сборник лаб. раб по общей химии new.doc
• Тип: Методические указания; #12466
• страница: 8 из 17

2.3 Константа диссоциации

Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации К_Д. Вследствие того, что слабые электролиты диссоциируют на ионы не полностью, в их растворах при диссоциации устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Для слабого электролита общей формулы А_nВ_m уравнение диссоциации имеет вид

А_nВ_m nA^m+ + mB^n-.

Применяя закон действия масс, запишем выражение константы равновесия:

,

где [A^m+], [В^n-] – равновесные концентрации ионов А^m+ и В^n-,

[А_nВ_m] – равновесная концентрация недиссоциированных молекул А_nВ_m.

Константу равновесия в этом случае называют константой диссоциации (К_Д) или константой ионизации.

Константа ионизации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем легче электролит распадается на ионы, тем больше ионов в его растворе, тем сильнее электролит. Например:



Следовательно, уксусная кислота СН₃СООН более сильный электролит, чем циановодородная кислота HCN.

Для слабого электролита константа диссоциации постоянная величина при данной температуре, которая не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры.

2.4. Реакции обмена в водных растворах электролитов.

Ионные реакции и уравнения

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций – ионными уравнениями.

При составлении ионных уравнений реакций следует руководствоваться тем, что вещества мало диссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные записываются в молекулярной форме. Сильные электролиты, как полностью диссоцированные, записывают в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части. Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами.
I. Реакция, идущая с образованием осадка.

а) NiCl₂ + NaOH = Ni(OH)₂ + 2HСl – молекулярное уравнение реакции;

б) Ni²⁺ + 2Сl^- + 2Na⁺ + 2OH^- = Ni(OH)₂ + 2H⁺ +2Сl^- – ионное уравнение реакции;

в) Ni²⁺ +2OH^- = Ni(OH)₂ – сокращенное ионное уравнение реакции.

II. Реакции, идущие с образованием газа:

а) Na₂S + 2НСl = H₂S↑ + 2NaCl;

б) 2Na⁺ + S^2- + 2Н⁺ + 2Сl^- = H₂S + 2Na⁺ + 2Cl^-;

в) S^2-+ 2H⁺ = H₂S.

III. Реакции, идущие с образованием слабых кислот слабых оснований:

а) CH₃COONa + HNO₃ = СН₃СООН + NaNO₃;

б) СН₃СОО^- + Na⁺ + H⁺ + NO₃^- = СН₃СООН + Na⁺ + NO₃^-;

в) СН₃СОО^- + Н⁺ = СН₃СООН.

IV. Реакции, идущие между сильными и слабыми электролитами:

1. а) ↓CaСO₃ +2НСl = СaСl₂ + H₂СО₃ ;

б) ↓СаСО₃ + 2Н⁺ + 2Сl^- = Ca²⁺ + 2Сl^- + СО₂↑+ H₂О;

в) CaСО₃ + 2H⁺ = Ca²⁺ + СО₂ + H₂O.

2. a)↑H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O;

б)↑H₂S + 2Na⁺ + 2ОH^- = 2Na⁺ + S^2- + 2H₂О;

в) H₂S + 2OH^- = 2H₂О + S^2-.

2.5. Изменение энергии Гиббса и направленность химических процессов

Изменение энергии Гиббса ΔG позволяет решить вопрос о направлении самопроизвольного процесса, протекающего при постоянном давлении и температуре. Если ΔG < 0, процесс протекает самопроизвольно в прямом направлении. Если ΔG > 0, то процесс идет в обратном направлении. Если ΔG = 0, то в системе устанавливается химическое равновесие. ΔG при стандартных условиях (Т= 298 К, Р= 0, 101 МПа) вычисляется по формуле



продуктов реакции – исходных веществ.

образования находят по таблице.
Значение энергии Гиббса, кДж/(моль^.К)

№ п/п	Вещество	ΔG	№ п/п	Вещество	ΔG
1	NaCl	-383,9	6	CH3COONa	-752,6
2	HCl	-95,2	7	Na2CO3	-1047,7
3	BaCl	-811,2	8	Na2SO4	-1266,8
4	BaSO4	-1353,8	9	CO2	-394,4
5	CH3COOH	-392,46	10	H2O	-237,2

Примеры решения задач

1. Написать в молекулярной полной и сокращенной ионной формах уравнения реакций между хлоридом алюминия и нитратом серебра, гидроксидом натрия и сероводородом.

Решение. Составляем уравнение реакции в молекулярной форме:

AlCl₃ + 3AgNO₃ = 3AgCl↓+ A1(NO₃)₃

Составляем ионное уравнение реакции. Диссоциацию осадков, газообразных веществ, слабых электролитов в ионных реакциях не показывают. Так как АlСl₃, AgNO₃ и Al(NO₃)₃ – сильные электролиты, то уравнение имеет вид:

Аl³⁺ + ЗСl^- + 3Ag⁺ + 3NO₃^- = 3AgCl↓ + Аl³⁺ + 3NO₃^-

Исключаем из обеих частей равенства одинак

овые ионы, т.е. не участвующие в реакции:

3Ag⁺ + ЗСl^- = 3AgCl↓

Ag⁺ + Сl^- = AgCl↓

С точки зрения теории электролитической диссоциации сущность реакции, отражаемая сокращенным ионным уравнением, сводится к взаимодействию ионов серебра с хлорид-ионами. Остальные ионы в реакции участия не принимают.

Для второго уравнения:

2NaOH + H₂S = Na₂S + 2Н₂O

H₂S и Н₂O - слабые электролиты. Ионное уравнение:

2Na⁺ + 2ОН^- + H₂S = 2Na⁺ + S^2- + 2H₂O

2OH^- +H₂S = S^2- + 2H₂O

2. Написать ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия
между водными растворами следующих веществ: а) НСl и NaOH; б)
Pb(NO₃)₂ и Na₂S; в) NaClO и HNO₃; г) К₂СО₃ и H₂SO₄; д) СН₃СООН и
NaOH.

Решение. Запишем уравнения указанных веществ в молекулярном виде:

a) HCI + NaOH = NaCl + Н₂О;

б) Pb(NO₃)₂ + Na₂S = PbS + 2NaNO₃;

в) NaClO + HNO₃ = NaNO₃ + НСlO,

г) K₂CO₃ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + CO₂ + H₂O;

д) CH₃COOH + NaOH = CH₃COONa + H₂O.

Отметим, что взаимодействие этих веществ возможно, т.к. в результате происходит связывание ионов с образованием слабых электролитов (Н₂О, НСlO), осадка (РbS), газа (СО₂).

В реакции "д" два слабых электролита, но т.к. реакции идут в сторону большего связывания ионов и вода – более слабый электролит, чем уксусная кислота, то равновесие реакции смещено в сторону образования воды. Исключив одинаковые ионы из обеих частей равенства a) Na⁺ и Сl^-; б) Na⁺ и NO₃^-; в) Na⁺ и NO₃^-; г) К⁺ и SO₄^2-; д) Na⁺, получим ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций:

а) H⁺ + OH^- = H₂O;

б) Pb²⁺ + S^2- = PbS;

в) ClO^- + H⁺ = HClO;

г) СО₃^2- + 2Н⁺ = СO₂ + Н₂O;

д) СН₃СООН + OH^- = СН₃СОО ^- + Н₂О.
3. Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения:

а) SO₃^2- + 2Н⁺ = SO₂ + Н₂O;

б) Рb²⁺ + CrO₄^2- = PbCrO₄;

в) HCO₃^- + ОН^- = СО₃^2- + Н₂O;

г) ZnOH⁺ + Н⁺ = Zn²⁺ + Н₂О.

Решение. В левой части данных ионно-молекулярных уравнений указаны свободные ионы, которые образуются при диссоциации растворимых сильных электролитов, следовательно, при составлении молекулярных уравнений следует исходить из соответствующих растворимых сильных электролитов. Например:

а) Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + SO₂ + Н₂О;

б) Pb(NO₃)₂ + K₂CrO₄ = РbСrO₄ + 2KNO₃;

в) КНСО₃ + КОН = К₂СО₃ + Н₂О;

г) ZnOHCl + НСl = ZnCl₂ + Н₂О.

3. Экспериментальная часть

3.1. Получение малорастворимых оснований

• 
  возьмите три пробирки;
  
• 
  в одной пробирке получите малорастворимое основание железа (III), в другой пробирке получите малорастворимое основание меди, а в третьей малорастворимое основание магния, используя имеющиеся реактивы; каждый раз следует брать не более 3-4 капель исходного раствора;
  
• 
  к полученным осадкам добавьте разбавленной соляной кислоты до растворения;
  
• 
  запишите наблюдения в таблицу;
  
• 
  напишите молекулярные и ионные уравнения реакций для каждого
  основания.
  

3.2. Получение малорастворимых кислот

• 
  возьмите две пробирки;
  
• 
  в одну пробирку внесите 2-3 капли раствора силиката натрия;
  
• 
  в другую пробирку – молибдата аммония;
  
• 
  в обе пробирки добавьте по несколько капель соляной кислоты;
  
• 
  запишите наблюдения в таблицу;
  
• 
  напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.
  

3.3. Реакции со слабыми электролитами

3.3.1.Реакция со слабой кислотой:

• 
  возьмите две пробирки;
  
• 
  в эти две пробирки внесите по 2-3 капли раствора соды;
  
• 
  в одну пробирку добавьте несколько капель соляной кислоты;
  
• 
  в другую пробирку добавьте уксусной кислоты;
  
• 
  запишите наблюдения в таблицу;
  
• 
  напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.
  

3.3.2. Реакция со слабым основанием.

• 
  в пробирку налейте 3-4 капли гидроксида аммония;
  
• 
  добавьте к гидроксиду аммония несколько капель хлористого алюминия;
  
• 
  запишите наблюдения в таблицу;
  
• 
  напишите молекулярное и ионное уравнение реакции.
  

3.4. Получение малорастворимых солей

• 
  возьмите две пробирки;
  
• 
  используя имеющиеся реактивы, получите малорастворимые соли: хромат бария и карбонат кальция;
  
• 
  запишите наблюдения в таблицу;
  
• 
  напишите молекулярные и ионные уравнения реакций в таблице;
  
• 
  возьмите три пробирки;
  
• 
  в одну пробирку налейте 2-3 капли раствора хлорида калия;
  
• 
  в другую пробирку налейте 2-3 капли раствора хлорида кальция;
  
• 
  в третью пробирку налейте 2-3 капли раствора бертолетовой соли;
  
• 
  в каждую пробирку добавьте по 2 капли азотнокислого серебра;
  
• 
  во всех ли пробирках образуется осадок? Если нет, то почему?
  
• 
  запишите наблюдения;
  
• 
  напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.
  

4. Задачи для самостоятельной работы

1. 
   Напишите в молекулярной, полной и сокращенной ионной формах уравнения реакций взаимодействия между водными растворами следующих веществ:
   

1) Na2SO3 и НСl;	9) Pb(NO3)2 и К2СrО4;
2) КНСО3 и КОН;	10) ZnOHCl и HCl;
3) К2SiO3 и HCl;	11) FeSO4 и (NH4)2S;
4) BaСl2 и Na2SO4;	12) NH4Cl и Ba(ОН)2;
5) Cu(OH)2 и HNO3;	13) ZnOHNO3 и HNO3;
6) Pb(NO3)2 и KI;	14) FeCl3 и КОН

7) HCOOK +HNO₃ 15) CuSO₄ + NaOH

8) NH₄Cl + Ca(OH)₂ 16) Fe(OH)₃ и H₂SO₄;

17) Na₂SiO₃ и HNO₃; 18) K₂SO₃ и HNO₃;

19) CdBr₂ и BaS; 20) MnI₂ и K₃PO₄.

2. 
   Подберите молекулярные уравнения для реакций, которые выражаются следующими ионными уравнениями:
   

1) Рb2+ + 2I- = PbI2;	9) Ва2+ + СО32- = ВаСО3↓;
2) NO2- + H+ = HNO2;	10) Al3+ + 3ОН- = Аl(ОН)3↓;
3) Мn2+ + S2- = MnS↓;	11) СН3СОО- + Н+ = СН3СООН;
4) Cu2+ + SO32- = CuSO3↓;	12) Sr2+ + SO42- = SrSO4↓;
5) 2H+ + SO32- = H2SO3;	13) 3Mg2+ + 2PO43- = Mg3(PO4)2↓;
6) Hg2+ + 2Br- = HgBr2;	14) Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2↓

7) Ag⁺ +Cl^- = AgCl↓ 15) 2H⁺ + S²⁺ = H₂S↑

8) NH⁺ ₄ +OH^- = NH₃ + H₂O 20) Cu²⁺ + 2OH^- = Cu(OH)_2.

16) 2H⁺ + SiO₃^2- = H₂SiO₃; 19) Pb²⁺ + SO₄^2- = PbSO₄;

17) 2H⁺ + S^2- = H₂S; 18) Ni²⁺ + S^2- = NiS;

3. 
   Напишите уравнения диссоциации и выразите константу диссоциации для следующих электролитов.
   

3) H2SO4;	4) NaHSiO3;
5) BiOH(NO3)2;	6) (CH3COO)2Mn;
7) HCN	8) Pb(OH)CH3COO
9) Hg(NO3)2;	10) Ca(НСО3)2;
11) Al(OH)2NO3;	12) Fe2(SO4)3;
13) K2HPO4;	14) H2S;
15) AlCl3;	16) Ag2SO4;
17) CrF3;	18) MgCO3
19) ZnF2;	20) BeOHBr.