Методическое обеспечение:
Редактор:
3D графика:
Script программирование:
Управление проектом:
Лабораторная работа
Тема: РЕАКЦИИИ ИОННОГО ОБМЕНА
Раздел: «Растворы»
2 ВВЕДЕНИЕ
Цель работы: 1) Изучение взаимодействий в растворах электролитов
3 ТЕОРИЯ
В водных растворах солей, кислот и оснований происходит распад вещества на положительные ионы – катионы и отрицательные ионы – анионы.
Распад вещества на ионы в водных растворах называется электролитической диссоциацией.
Диссоциация в растворах происходит только в полярных растворителях. Она обусловлена взаимодействием полярных молекул растворителя с растворенным веществом, содержащем полярные и ионно – ковалентные связи.
Вещества, диссоциирующие на ионы в расплавах или в растворах, в полярных растворителях, называют электролитами.
Способность веществ диссоциировать на ионы количественно характеризуют величиной степени диссоциации:
α = n/n0,
где: n0 – общее число молекул в растворе;
n – число молекул, подвергшееся диссоциации.
По способности к диссоциации все электролиты делят на сильные и слабые. Сильные электролиты в водных растворах существуют в виде ионов. Чтобы подчеркнуть, что равновесии диссоциации сильных электролитов смещено в сторону образования ионов, в уравнении диссоциации принято писать знак равенства:
HCl = H+ + Cl-
NaOH = Na+ + OH-
K2SO4 = 2K+ + SO42-.
К сильным электролитам относятся соли, кислоты: HCl, HClO4, HClO3, HBr, HI, HMnO4, HNO3, H2SO4; основания щелочных: NaOH, LiOH, КOH, RbOH, CsOH и щелочноземельных металлов: Ca (OH)2, Sr (OH)2, Ba (OH)2.
Слабые электролиты в растворах диссоциированы частично. В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между молекулами вещества и ионами. При написании уравнений диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости:
HNO2 ↔ H+ +NO2-
NH4OH ↔ NH4+ + OH-
Многоосновные слабые кислоты и многокислотные слабые основания диссоциируют ступенчато:
H2CO3↔ H+ + HCO3-
HCO3- ↔ H+ + CO3 2-
Pb (OH)2 ↔ PbOH+ + OH –
PbOH+ ↔ Pb2+ + OH –.
Многоосновные сильные кислоты и многокислотные сильные основания диссоциируют по первой ступени как сильные электролиты, а по второй – как электролиты средней силы, например:
H2SO4 ↔ H+ + HSO4-
HSO4- ↔ H+ + SO4 2-
Ca (OH)2 ↔ CaOH+ + OH –
CaOH+ ↔ Pb2+ + OH –.
Реакции в водных растворах электролитов протекают между их ионами.
Реакции, осуществляющиеся в результате обмена между электролитами, называются реакциями обмена.
Отличительной чертой реакций обмена является сохранение элементами всех веществ их степеней окисления.
Уравнения реакция обмена, написанные в молекулярной форме, не отражают особенностей взаимодействия между ионами в растворе. Эти особенности отражают ионно – молекулярные уравнения.
При составлении ионно – молекулярных уравнений:
1) сильные электролиты записывают в виде ионов;
2) вещества малодиссоциированные, малорастворимые и газообразные записывают в виде молекул.
Например:
NiSO4 + 2NaOH = Ni(OH)2↓ + Na2SO4 – молекулярное уравнение реакции.
Полное ионно – молекулярное уравнение этой реакции:
Ni2+ + SO42- + 2Na+ + 2OH - = Ni(OH)2↓ + 2Na+ + SO42-.
Сущность протекающего химического взаимодействия отражает кратуое ионно – молекулярное уравнение:
Ni2+ + 2OH- = Ni(OH)2↓.
Краткое ионно –молекулярное уравнение не включает те ионы, которые присутствуют в неизменном виде и количестве в правой и левой частях полного ионно – молекулярного уравнения.
Еще один пример:
- молекулярное уравнение реакции:
CaCO3 ↓ +2HCl = CaCl2 +H2O +CO2;
- полное ионно – молекулярное уравнение:
CaCO3 ↓ +2H+ +2Cl- = Ca2+ + 2Cl - +H2O +CO2;
- краткое ионно – молекулярное уравнение:
CaCO3 ↓ +2H+ = Ca2+ +H2O +CO2.
В соответствии с принципом смещения равновесия, реакции обмена между электролитами в растворе пойдут в одну сторону, если какое – либо вещество будет удаляться из сферы реакции по мере ее протекания.
Реакции обмена между сильными электролитами будут протекать в прямом направлении, если в результате реакции образуется:
1. Малорастворимое соединение;
2. Малодиссоциированное соединение;
3. Газообразное соединение;
4. Комплексное соединение.
Например:
1. BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl
Ba2+ + SO42- = BaSO4↓
2. NaOH + HCl = NaCl + H2O
H+ + OH - = H2O
3. Na2S + H2SO4 = H2S↑ + Na2SO4
2H+ + S2- = H2S↑
4. AlCl3 + 4KOH = K [Al (OH) 4 ] + 3KCl
Al3+ + 4OH - = [Al (OH) 4 ]-
Реакции обмена, в которых хотя бы одно из исходных веществ – слабый электролит, и при которых молекулы малодиссоциирующих веществ имеются не только в правой, но и в левой части ионно – молекулярного уравнения, протекают до состояния равновесия, при котором продукты реакции сосуществуют с исходными веществами, поэтому уравнения подобных реакций правильнее записывать как обратимые:
1. CH3COOH + NaOH <=> CH3COONa + H2O
CH3COOH + OH - <=> CH3COO - + H2O
2. HCl + NH4OH <=> NH4Cl + H2O
H+ + NH4OH <=> NH4+ + H2O.
Однако в рассмотренных примерах это равновесия смещено вправо, поскольку вода – значительно более слабый электролит, чем уксусная кислота и гидроксид аммония: Кд (CH3COOH) = 1.75*10-5; Кд (NH4OH) = 1,77*10-5; Кд (H2O) = 1,8*10-16.
Подобные процессы происходят и при реакциях, в ходе которых малорастворимое вещество превращается в растворимый, но слабодиссоциирующий продукт. К таким реакциям относится, например, растворение сульфидов некоторых металлов в соляной кислоте:
MnS(к) + 2HCl <=> MnCl2 + H2S или
MnS(к) + 2H+ <=> Mn2+ + H2S,
суммарная константа диссоциации сероводорода К = К1*К2 = 6*10-22;
ПР MnS = 2,5*10-10. Отсюда ясно, что равновесие данной реакции смещено вправо – сульфид марганца растворяется в соляной кислоте.
Если в обратимых процессах участвуют, с одной стороны, малорастворимое соединение, с другой – слабый электролит, то равновесие обычно смещено в сторону образования слабого электролита. Например:
Mg(OH)2↓ +2HCl <=> MgCl2 + 2H2O,
Mg(OH)2↓ + 2H+ <=> Mg2+ +2H2O.
Это является причиной растворения малорастворимых солей и оснований в кислотах.
Таким образом, для обратимых ионных реакций характерны следующие закономерности:
1. Ионная реакция обратима, если среди исходных и образующихся веществ есть малодиссоциированные, малорастворимые или газообразные вещества.
2. Равновесие такой реакции смещается в направлении наиболее полного связывания ионов (их наименьшей концентрации в растворе).
4 ОБОРУДОВАНИЕ
3.1 Активные клавиши
Рис. 3.1. Функции манипулятора
Левая клавиша мыши (ЛКМ) - при нажатии берется объект (пробирка, палочка для перемешивания, капельница)
Средняя клавиша мыши (СКМ) - при прокрутке назад (на себя) сцена отдаляется, при прокрутке вперед (от себя) сцена приближается.
Правая клавиша мыши (ПКМ) - при нажатии на объект происходит действие (из капельницы капает вещество, палочка перемешивает вещество)
Движение мыши:
движение вправо - сцена движется вправо,
движение влево - сцена движется влево,
движение вверх - сцена движется вверх,
движение вниз - сцена движется вниз.
3.2 Лабораторное оборудование
Для проведения лабораторной работы необходимо следующее оборудование:
· 4 капельницы с надписью:
1. Na2SO4
2. ZnSO4
3. (NH4)2SO4
4. BaCl2
· 2 капельницы с надписью:
1. MgSO4
2. NaOH
· 2 капельницы с надписью:
1. СH3COONa
2. HCl
· Штатив с пробирками
· Стаканчик с водой
· Стеклянная палочка для перемешивания реактивов
Справа находится кнопка вызова меню (рис. 3.2). В меню можно увидеть кнопки управления («Начать заново», «Выход»), окна с подсказками к текущему опыту в лабораторной работе (какие вещества нужно добавить в пробирку), кнопку для вызова окна настроек (рис. 3.4), в котором можно включить полноэкранный режим, настроить качество графики. Для выхода из полноэкранного режима нажать клавишу ESC.
Рис. 3.2. Кнопка вызова меню
Рис. 3.3. Боковое меню
Рис. 3.4. Окно настроек
5 ПОРЯДОК ПРОВЕДЕНИЯ РАБОТЫ
Цель работы: 1) Изучение взаимодействий в растворах электролитов
Опыт № 1. Получение малорастворимых веществ.
1) В три пробирки внесите по 4 капли следующих растворов:
в одну – сульфата натрия; в другую – сульфата цинка; в третью – сульфата аммония. В каждую из пробирок добавить несколько капель раствора хлорида бария. Описать наблюдения. Написать молекулярные и краткие ионно – молекулярные уравнения реакций.
Последовательность действий:
1. Берем первую пробирку (нажимаем ЛКМ на пробирку);
2. Берем капельницу с надписью Na2SO4 (нажатие ЛКМ на капельницу);
3. Капаем 4 капли Na2SO4 в пробирку (4 нажатия ПКМ на капельницу);
4. Отставляем капельницу с Na2SO4 в сторону (нажатие ЛКМ);
5. Берем капельницу с надписью BaCl2 (нажатие ЛКМ);
6. Капаем 3 капли BaCl2 в пробирку с Na2SO4 (3 нажатия ПКМ);
7. Отставляем капельницу с BaCl2 в сторону (нажатие ЛКМ);
8. Берем стеклянную палочку и перемешиваем содержимое в пробирке (нажатие ЛКМ на палочку);
9. Наблюдаем выпадение осадка белого цвета;
10. Убираем пробирку с содержимым в штатив (нажатие ЛКМ);
11. Снова нажимаем на пробирку ЛКМ и наблюдаем, что в пробирке жидкость, а не гель, и убираем пробирку в штатив (нажатие ЛКМ);
12. Берем капельницу с надписью ZnSO4 (нажатие ЛКМ);
13. Берем вторую пробирку (нажатие ЛКМ);
14. Капаем 4 капли ZnSO4 во вторую пробирку (4 нажатия ПКМ);
15. Отставляем капельницу с ZnSO4 в сторону (нажатие ЛКМ);
16. Берем капельницу с надписью BaCl2 (нажатие ЛКМ);
17. Капаем 3 капли BaCl2 в пробирку с ZnSO4 (3 нажатия ПКМ);
18. Берем стеклянную палочку и перемешиваем содержимое в пробирке (нажатие ЛКМ);
19. Наблюдаем выпадение осадка белого цвета;
20. Убираем пробирку с содержимым в штатив (нажатие ЛКМ);
21. Снова нажимаем на пробирку ЛКМ и наблюдаем, что в пробирке жидкость, а не гель, и убираем пробирку в штатив (нажатие ЛКМ);
22. Берем капельницу с надписью (NH4)2SO4 (нажатие ЛКМ);
23. Берем третью пробирку (нажатие ЛКМ);
24. Капаем 4 капли (NH4)2SO4 в третью пробирку (4 нажатия ПКМ);
25. Отставляем капельницу с (NH4)2SO4 в сторону (нажатие ЛКМ);
26. Берем капельницу с надписью BaCl2 (нажатие ЛКМ);
27. Капаем 3 капли BaCl2 в пробирку с (NH4)2SO4 (3 нажатия ПКМ);
28. Берем стеклянную палочку и перемешиваем содержимое в пробирке (нажатие ЛКМ);
29. Наблюдаем выпадение осадка белого цвета;
30. Убираем пробирку с содержимым в штатив (нажатие ЛКМ);
31. Снова нажимаем на пробирку ЛКМ и наблюдаем, что в пробирке жидкость, а не гель, и убираем пробирку в штатив (нажатие ЛКМ);
32. Записываем уравнения данных реакций в молекулярном и кратком ионно-молекулярном виде.
Опыт № 2 Пользуясь имеющимися на столе реактивами (в капельницах), осуществить реакции, выраженные следующими ионно – молекулярными уравнениями:
а) Mg2+ + 2OH - = Mg(OH)2↓
Для опыта брать по 2 –3 капли растворов. Описать наблюдения. Написать молекулярные уравнения реакции.
Последовательность действий:
1. Берем пробирку (нажатие ЛКМ);
2. Берем капельницу с надписью MgSO4 (нажатие ЛКМ);
3. Капаем 4 капли MgSO4 в пробирку (4 нажатия ПКМ);
4. Отставляем капельницу с надписью MgSO4 в сторону (нажатие ЛКМ);
5. Берем капельницу с надписью NaOH (нажатие ЛКМ);
6. Добавляем 2 капли NaOH в пробирку с MgSO4 (2 нажатия ПКМ);
7. Отставляем капельницу с надписью NaOH в сторону (нажатие ЛКМ);
8. Берем стеклянную палочку и перемешиваем содержимое в пробирке (нажатие ЛКМ);
9. Наблюдаем выпадение осадка белого цвета;
10. Убираем пробирку с содержимым в штатив (нажатие ЛКМ);
11. Снова нажимаем на пробирку ЛКМ и наблюдаем, что в пробирке гель, а не жидкость, и убираем пробирку в штатив (нажатие ЛКМ);
12. Записываем уравнение соответствующей реакции в ионно-молекулярном виде.
Опыт № 3 Получение слабодиссоциирующих веществ.
Внести в пробирку 2 – 3 капли раствора ацетата натрия и добавить 2 – 3 капли 0,1 н раствора хлороводородной кислоты.
Написать молекулярные и краткие ионно – молекулярные уравнения реакций.
Последовательность действий:
1. Берем пробирку (нажатие ЛКМ);
2. В правую руку берем капельницу с надписью СH3COONa(нажатие ЛКМ);
3. Капаем 4 капли СH3COONа в пробирку (4 нажатия ПКМ);
4. Отставляем капельницу с надписью СH3COONa в сторону (нажатие ЛКМ);
5. Берем капельницу с надписью HCl (нажатие ЛКМ);
6. Добавляем 2 капли HCl в пробирку СH3COONa (2 нажатия ПКМ);
7. Отставляем капельницу с надписью HCl в сторону (нажатие ЛКМ);
8. Берем стеклянную палочку и перемешиваем содержимое в пробирке (нажатие ЛКМ);
9. В результате реакции чувствуется запах уксусной кислоты;
10. Убираем пробирку с содержимым в штатив (нажатие ЛКМ);
11. Снова нажимаем на пробирку ЛКМ и наблюдаем, что в пробирке жидкость без осадка, и убираем пробирку в штатив (нажатие ЛКМ);
12. Записываем уравнение соответствующей реакции в ионно-молекулярном виде.
5. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ
1. Могут ли в растворах одновременно существовать ионы:
Pb2+ и CrO42-; К+ и NO3-; Ag+ и Cl-? Почему?
2. В каких случаях произойдут реакции, если смешать растворы:
а) CuSO4 и KCl; б) CuSO4 и Pb(NO3)2?
Написать молекулярные и ионно – молекулярные уравнения реакций.
3. Составьте молекулярные и ионно – молекулярные уравнения реакций образования малодиссоциирующих соединений или газов:
а) Na2S + HCl =
б) NaHCO3 + H2SO4 =
в) NaHCO3 + NaOH =
г) Pb(CH3COO)2 + HCl =
д) Al(OH)3 + KOH =
е) Ca(CH3COO)2 + Na3PO4 =
ж) CrCl3 + Be (OH)2 =
4. Напишите выражения констант всех ступеней диссоциации ортофосфорной кислоты. Приведите численные значения К1,К2 и К3.
а) каково соотношение значений К1,К2 и К3 и чем это объясняется?
б) присутствие каких ионов наиболее вероятно в растворе ортофосфорной кислоты?
5. Напишите уравнение диссоциации и выражение для констант диссоциации уксусной кислоты и гидроксида аммония в воде.
а) как влияет на состояние равновесия добавление к раствору уксусной кислоты ацетата натрия, а к раствору аммиака – соли аммония?
б) как влияют одноименные ионы на электролитическую диссоциацию слабого электролита?
6. Каковы концентрации ионов Н+ и рН среды, если концентрация ОН - ионов (t = 250С) равна: а) 10-8 моль/л; б) 10-2 моль/л?
7. Вычислите концентрации (моль/л) Н+ и ОН - ионов раствора, рН которого равно 4,3 (t = 250С).
8. Вычислите рН следующих растворов, принимая, что они находятся в состоянии полной диссоциации:
а) 0,01 М HCl; б) 0,005 М HCl; в) 0,01 М KOH; г) 0,05 М KOH.
9. Написать в молекулярной форме уравнения реакций, соответствующие следующим ионным уравнениям:
а) Ca2+ + CO32- = CaCO3
б) Al3+ + 3OH - = Al (OH)3
в) Al (OH)3 + 3H + = Al3+ + 3H2O
г) Al (OH)3 + 3OH - = [Al(OH)6]3-.
6. ОТЧЕТ
6.1 Форма отчета
Цель работы___________________________________________________
_______________________________________________________________
Название опыта_________________________________________________
Ход работы: (краткий конспект)___________________________________
1._____________________________________________________________
2._____________________________________________________________
3._____________________________________________________________
4._____________________________________________________________
и т. д.__________________________________________________________
Используемые реактивы: (перечислить реактивы, которые используете в опыте_________________________________________________________
________________________________________________________________
1.______________________________________________________________
2.______________________________________________________________
3.______________________________________________________________
4.______________________________________________________________
5.______________________________________________________________
Наблюдения по опыту № 1
________________________________________________________________________________________________________________________________
Наблюдения по опыту № 1_________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Наблюдения по опыту №3_________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Химические уравнения____________________________________________
_1.______________________________________________________________2.______________________________________________________________3._____________________________________________________________
Выводы по работе________________________________________________
1.______________________________________________________________
2.______________________________________________________________
Работу выполнил__________________________________________
Отчет принял_____________________________________________
«____»______________20___г.
7. СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ
1. Коровин химия. – М.: ВШ, 2004. – 558с.
2. Глинка химия. – Л.: Химия, 2003. – 704с.
3. Севастьянова, Г. К., Карнаухова. химия: Курс лекций. – Тюмень: ТюмГНГУ, 2009. – 212 с.
