Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Работу выполнил________________________ Работу принял_____________________
Дата выполнения________________________ Отметка о зачете___________________
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 /КH 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) /К[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