Ионные реакции обмена. Электролитическая диссоциация
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
ЭЛЕКТРОЛИТЫ И НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ
Теория электролитической диссоциации
(С. Аррениус, 1887г.)
При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).
Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).
Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).
Степень электролитической диссоциации (a ) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n ) к общему числу молекул, введенных в раствор (N ).
a = n / N 0< a < 1
Механизм электролитической диссоциации ионных веществ
При растворении соединений с ионными связями (например , NaCl ) процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли.
Ориентируясь вокруг ионов кристаллической решетки, молекулы воды образуют с ними либо водородные, либо донорно-акцепторные связи. При этом процессе выделяется большое количество энергии, которая называется энергией гидратации.
Энергия гидратации, величина которой сравнима с энергией кристаллической решетки, идет на разрушение кристаллической решетки. При этом гидратированные ионы слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, образуют раствор.
Механизм электролитической диссоциации полярных веществ
Аналогично диссоциируют и вещества, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например , HCl ), определенным образом ориентируются диполи воды. В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы.
Электролиты и неэлектролиты
Электролитическая диссоциация веществ, идущая с образованием свободных ионов объясняет электрическую проводимость растворов.
Процесс электролитической диссоциации принято записывать в виде схемы, не раскрывая его механизма и опуская растворитель (H 2 O ), хотя он является основным участником.
CaCl 2 « Ca 2+ + 2Cl -
KAl(SO 4 ) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
HNO 3 « H + + NO 3 -
Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -
Из электронейтральности молекул вытекает, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю.
Например , для
Al 2 (SO 4 ) 3 –– 2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0
KCr(SO 4 ) 2 –– 1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0
Сильные электролиты
Это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl , HBr , HI , HClO 4 , H 2 SO 4 , HNO 3 ) и сильные основания (LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , Ba (OH ) 2 , Sr (OH ) 2 , Ca (OH ) 2 ).
В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.
Слабые электролиты
Вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.
К слабым электролитам относятся:
почти все органические кислоты (CH 3 COOH , C 2 H 5 COOH и др.);
некоторые неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S и др.);
почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca 3 (PO 4 ) 2 ; Cu (OH ) 2 ; Al (OH ) 3 ; NH 4 OH ) ;
вода.
Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.
СH 3 COOH « CH 3 COO - + H +
Cu (OH ) 2 « [ CuOH ] + + OH - (первая ступень)
[ CuOH ] + « Cu 2+ + OH - (вторая ступень)
H 2 CO 3 « H + + HCO - (первая ступень)
HCO 3 - « H + + CO 3 2- (вторая ступень)
Неэлектролиты
Вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы.
Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).
ИОННЫЕ РЕАКЦИИ. ГИДРОЛИЗ
Ионные реакции в растворе
Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов.
Правила составления ионных уравнений реакций
Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) не диссоциируют.
В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов.
Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.
Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.
Порядок составления ионных уравнений реакции
Записывают молекулярное уравнение реакции
MgCl 2 + 2AgNO 3 ® 2AgCl + Mg(NO 3 ) 2
Определяют растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости
Еще на заре изучения электрических явлений ученые заметили, что ток могут проводить не только металлы, но и растворы. Но не всякие. Так, водные растворы поваренной соли и других солей, растворы сильных кислот и щелочей хорошо проводят ток. Растворы уксусной кислоты, углекислого и сернистого газа проводят его намного хуже. А вот растворы спирта, сахара и большинства других органических соединений вовсе не проводят электрический ток.
Электрический ток - это направленное движение свободных заряженных частиц . В металлах такое движение осуществляется за счет относительно свободных электронов, электронного газа. Но не только металлы способны проводить электрический ток.
Электролиты - это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.
Неэлектролиты - это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.
Для описания электропроводности некоторых растворов необходимо понимать, что такое раствор. К концу XIX века существовало 2 основных теории растворов
· Физическая . Согласно этой теории раствор-это чисто механическая смесь компонентов и никакого взаимодействия между частицами в нем нет. Она хорошо описывала свойства электролитов, но имела определенные сложности в описании растворов электролитов.
· Химическая . Согласно этой теории при растворении происходит химическая реакция между растворяемым веществом и растворителем. Это подтверждается наличием теплового эффекта при растворении, также изменением цвета. Например, при растворении белого безводного сульфата меди, образуется насыщенный синий раствор.
Истина оказалась между двумя этими крайними точками. А именно, в растворах протекает и химический и физический процесс .
В 1887 году шведский физико - химик Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы – ионы, которые могут передвигаться к электродам – отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду.
Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название электролитической диссоциации (дословный перевод – расщепление, разложение под действием электричества). Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются только переносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит через раствор ток или нет. При активном участии Сванте Аррениуса была сформулирована теория электролитической диссоциации, которою часто называют в честь этого ученого. Основная идея данной теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. И именно эти ионы являются носителями заряда и отвечают за электропроводность раствора.
1. Электролиты в растворах под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Такой процесс называется электролитической диссоциацией. Диссоциация также может проходить при расплавлении твердых электролитов.
2. Ионы отличаются от атомов по составу и свойствам. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии. Ионы в гидратированном состоянии отличаются по свойствам от ионов в газообразном состоянии вещества. Это объясняется так: ионных соединениях уже изначально присутствуют катионы и анионы. При растворении, молекула воды начинает подходить к заряженным ионам - положительным полюсом к отрицательному иону, отрицательным полюсом - к положительному. Ионы называются гидратированными.
3. В растворах или расплавах электролитов ионы движутся хаотично, но при пропускании электрического тока ионы движутся направленно: катионы – к катоду, анионы - к аноду.
В свете теории электролитической диссоциации, можно дать определении основаниям, кислотам и солям как электролитам.
Основания – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах, образуется только один вид анионов: гидроксид-анион: OH -
NaOH ↔ Na + + OH −
Диссоциация оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, происходит ступенчато.
Ba(OH) 2 ↔ Ba(ОН) + + OH − Первая ступень
Ba(OH) + ↔ Ba 2+ + 2OH − Вторая ступень
Ba(OH) 2 ↔ Ba 2+ + 2 OH − Суммарное уравнение
Кислоты - это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах, образуется только один вид катионов:H + , Ионом водорода называют именно гидратированный протон и обозначают H 3 O + , но для простоты записывают H +
HNO 3 ↔ H + + NO 3 −
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - Первая ступень:
H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- Вторая ступень:
HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3- Третья ступень:
H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- Суммарное уравнение
Соли
- это электролиты, дислоцирующие в водных растворах на катионы металла и анионы кислотного остатка.
Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2−
Средние соли это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла или катионы аммония, и анионы кислотного остатка.
Основные соли - это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла, гидроксид анионы и анионы кислотного остатка.
Кислые соли это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла, катионы водорода и анионы кислотного остатка.
Двойные соли - это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы нескольких металлов и анионы кислотного остатка.
KAl (SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2
Смешенные соли - это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла и анионы нескольких кислотных остатков
Электролитическая диссоциация в той или иной степени процесс обратимый. Но при растворении некоторых соединений равновесие диссоциации в значительной степени смещено в сторону диссоциируемой формы. В растворах таких электролитов диссоциация протекает практически необратимо. Поэтому при написании уравнений диссоциации таких веществ пишется или знак равенства или прямую стрелку, обозначающую, что реакция происходит практически необратимо. Такие вещества называют сильными электролитами.
Слабыми называются электролиты, в которых диссоциация происходит незначительно. При написании используют знак обратимости.Таб.1.
Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации .
Силу электролита можно охарактеризовать и при помощи константы химического равновесия диссоциации. Называется константа диссоциации.
Факторы, влияющие на степень электролитической диссоциации:
· Природа электролита
· Концентрация электролита в растворе
· Температура
При увеличении температуры и разбавлении раствора, степень электролитической диссоциации увеличивается. Поэтому оценить силу электролита можно только сравнивания их при одинаковых условиях. За стандарт принята t=18 0 С и с=0,1 моль/л.
СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ | СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ |
Степень диссоциации при 18 0 С в растворах с концентрацией электролита 0,1 моль/л близка к 100%.диссоциируют практически необратимо. | Степень диссоциации при 18 0 С в растворах с концентрацией электролита 0,1 моль/л значительно меньше 100%.Диссоцииация необратима. |
· Некоторые неорганические кислоты (НNO 3 , HClO 4 ,HI, HCl, HBr, H 2 SO 4) | · Гидроксиды металлов, кроме IA и IIAгрупп, раствор аммиака · Многие неорганические кислоты (H 2 S, HCN, HClO, HNO 2) · Органические кислоты (HCOOH, CH 3 COOH) |
Сущность реакции в растворах электролитов выражается ионным уравнением. В нем учитывается тот факт, что в одном растворе электролиты присутствуют в виде ионов. А слабые электролиты и недиссоциируемые вещества записываются в диссоциируемой на ионы форме. Растворимость электролита в воде нельзя использовать как критерий его силы. Многие нерастворимые в воде соли, являются сильными электролитами, но концентрация ионов в растворе оказывается очень низкой именно вследствие их низкой растворимости. Именно потому при написании уравнений реакций с участием таких веществ их принято записывать в недиссоциированной форме.
Реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов.
Существует несколько форм связывания ионов.
1. Образование осадка
2. Выделение газа
3. Образование слабого электролита.
· 1. Образование осадка:
BaCl 2 + Na 2 CO 3 → BaCO 3 ↓ + 2NaCl.
Ba 2+ +2Cl - + 2Na + + CO 3 2- →BaCO 3 ↓ + 2Na + +2Cl - полное ионное уравнение
Ba 2+ + CO 3 2- → BaCO 3 ↓ сокращенное ионное уравнение.
Сокращенное ионное уравнение показывает, что при взаимодействии любого растворимого соединения, содержащего ион Ba 2+ с соединением, содержащим карбонат анион CO 3 2 , - в результате получится нерастворимый осадок BaCO 3 ↓.
· 2. Выделение газа.
Na 2 CO 3 +H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2
2Na + + CO 3 2- +2H + + SO 4 2 - → 2Na + + SO 4 2 - + H 2 O + CO 2 полное ионное уравнение
2H + + CO 3 2- → H 2 O + CO 2 сокращенное ионное уравнение.
· 3. Образование слабого электролита
KOH + HBr → KBr + H 2 O
K + + OH - + H + + Br - → K + + Br - + H 2 O полное ионное уравнение
OH - + H + → H 2 O сокращенное ионное уравнение.
Рассматривая эти примеры, мы убедились, что все реакции в растворах электролитов происходят в направлении связывания ионов.
Цель работы. Приобрести навыки составления молекулярных и ион- ных уравнений реакций, протекающих в растворах электролитов. Нау- читься определять направление протекания ионных реакций.
При растворении некоторых веществ в воде (или других поляр- ных растворителях) под воздействием молекул растворителя проис- ходит распад молекул данного вещества на ионы. В результате этого процесса раствор содержит не только молекулы растворителя и рас- творенного вещества, но и образовавшиеся ионы. Растворы веществ, которые при растворении в воде или других полярных растворителях распадаются на ионы, называются электролитами.
Процесс распада молекул растворенного вещества (электроли- та) на ионы под действием полярных молекул растворителя называ- ется электролитической диссоциацией.
Растворы электролитов обладают ионной электропроводностью (в переносе электрических зарядов участвуют ионы) и являются про- водниками второго рода.
Количественной характеристикой процесса распада растворенно- го вещества на ионы является степень электролитической диссоциа- ции – α. Степенью диссоциации называется отношение числа молекул растворенного вещества, распавшихся на ионы в растворе (n), к об- щему числу растворенных молекул (N):
Степень электролитической диссоциации определяется опытным пу- тем и выражается либо в долях единицы, либо в процентах. Степень дис- социации электролита зависит от природы электролита, концентрации и температуры.
По степени диссоциации электролита в растворе с молярной кон-
центрацией эквивалента, равной 0,1 моль/л (0,1 н.), растворы условно
делят на три группы: сильные, слабые и средние электролиты. Если в
0,1 н. растворе электролита α > 0,3 (30 \%) электролит считается сильным, α ≤ 0,03 (3 \%) – слабым электролитом. Электролиты с промежуточными значениями степени диссоциации считают средними.
К сильным электролитам, если растворителем является вода, отно-
– кислоты: НNO3, H2SO4, НCNS, НCl, НClO3, HClO4, HBr, HВrО3, HВrО4, НI, НIO3 HMnO4, H2SeO4, HReO4, HTcO4; а также кислоты Н2СrO4, H4P2O7, H2S2O6 которые являются сильными по первой ступени дис- социации, т. е. при отрыве первого иона Н+;
– основания: гидроксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и щелочнозе- мельных металлов (Ca, Sr, Ba, Ra): LiOH, NаОН, KОH, RbОН, CsОН, FrОН, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2; Ra(OH)2; а также TlOH;
– большинство солей. Исключение: Fe(SCN)3, Mg(CN)2, HgCl2, Hg(CN)2.
К слабым электролитам относятся:
– кислоты: H2CO3, НClO, H2S, H3BO3, HCN, H2SO3, H2SiO3, CH3COOH, HCOOH, H2C2O4 и т. д. (Приложение, табл. 2);
– основания (р- и d-элементов): Be(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2; гид- роксид аммония NH4OH, а также органические основания – амины (CH3NH2) и амфолиты (H3N+CH2COOˉ).
Вода является очень слабым электролитом (H2O) α = 2·10-9, т. е.
молекулы воды также могут распадаться на ионы за счет взаимодействия молекул между собой.
Сильные электролиты – вещества, которые при растворении в воде полностью распадаются на ионы, т. е. диссоциируют практически нацело. После разрыва связи между ионами в молекуле электролита под действи- ем молекул воды, образовавшиеся ионы окружают себя молекулами воды и поэтому в растворе находятся в гидратированном состоянии. С учетом гидратации ионов уравнение электролитической диссоциации можно бы- ло бы записать таким образом:
|
|
Уравнение диссоциации сильного электролита записывают упрощенно,
например:
NaCl → Na+ + Clˉ;
HNO3 → H+ + NO3ˉ;
Ва(ОН)2 → Ва2+ + 2ОНˉ
К слабым электролитам относятся вещества, которые при растворе- нии в воде частично диссоциируют на ионы. Между ионами, концентра- ция которых в растворе невелика, и реально существующими недиссоции- рованными молекулами устанавливается равновесие:
CH3COOH ⇄ CH3COOˉ + H+; H2О ⇄ H+ + ОНˉ.
Такая запись означает, что в растворе одновременно происходят два
процесса: распад молекул на ионы и образование молекул из ионов. Рав- новесие в растворах слабых электролитов смещено в сторону исходных продуктов, поэтому слабые электролиты в растворе существуют преиму- щественно в виде молекул.
Химические свойства растворов электролитов зависят от свойств ио- нов и молекул, находящихся в растворе. Направление протекания реакций между ионами и молекулами в растворах электролитов определяется воз- можностью образования малорастворимых веществ или слабых электро- литов. Если в результате реакции не происходит образования малорас- творимого вещества или слабого электролита, то такая реакция протекать не может. Например, при сливании растворов нитрата натрия и хлорида калия реакция не протекает, так как по обменной реакции из ионов нахо- дящихся в растворе не может образоваться какое либо малорастворимое вещество или слабый электролит. Эти соли относятся к сильным электро- литам и хорошо растворяются в воде, поэтому в растворе будет находить-
ся смесь ионов:
Na+ + NO3ˉ + K+ + Clˉ,
из которых состояли исходные вещества. Следовательно, в этом случае нельзя написать молекулярное уравнение обменной реакции
NaNO3 + KCl ≠ KNO3 + NaCl.
Реакцию, протекающую в растворе, можно представить в виде:
Молекулярного уравнения реакции;
Ионно-молекулярного уравнения (полного или сокращенного).
Уравнение реакции, содержащее только формулы недиссоциирован- ных веществ, называется молекулярным уравнением. Молекулярная форма уравнения показывает, какие вещества и в каком количестве участвуют в реакции. Оно позволяет производить необходимые расчеты, связанные с данной реакцией. Уравнение, содержащее формулы недиссоциированных слабых электролитов и ионы сильных электролитов, называется полным ионным или ионно-молекулярным уравнением реакции.
Сократив одинаковые продукты в левой и правой части ионно- молекулярного уравнения реакции, получаем сокращенное или краткое ионное уравнение реакции. Ионное уравнение, не содержащее одинако- вых веществ (ионов или молекул) в левой и правой части реакции, назы- вается сокращенным или кратким ионным уравнением реакции. Это урав- нение и отражает сущность происходящей реакции.
При записи ионных уравнений реакций необходимо помнить:
1) сильные электролиты следует записывать в виде отдельных со-
ставляющих их ионов;
2) слабые электролиты и малорастворимые вещества следует запи-
сывать в виде молекул.
В качестве примера рассмотрим взаимодействие соды с кислотой. В молекулярном уравнении реакции исходные вещества и продукты реак- ции записывают в виде молекул:
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O.
Принимая во внимание, что в водном растворе молекулы электроли-
тов распадаются на ионы, полное ионное уравнение этой реакции имеет вид
CO 2–В ионном уравнении слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества записывают в виде молекул. Знак ↓, стоящий при формуле веще- ства, обозначает, что это вещество выведено из сферы реакции в виде
осадка, а знак обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа.
Вещества, молекулы которых полностью диссоциируют на ионы (сильные электролиты), записывают в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.
При написании ионных уравнений следует руководствоваться табли- цей растворимости кислот, оснований и солей в воде, т. е. обязательно проверять растворимость реагентов и продуктов, отмечая это в уравнени- ях, а также таблицей констант диссоциации слабых электролитов (Прило- жение, табл. 1 и 2). Рассмотрим примеры записи некоторых ионно- молекулярных уравнений.
Пример 1. Образование трудно- и малорастворимых соединений (осадка).
а) Образование сульфата бария
Молекулярное уравнение реакции:
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl.
Полное ионное (ионно-молекулярное) уравнение реакции:
Ba2+ + 2Clˉ + 2Na+ + SO4 ˉ = BaSO4↓ + 2Na
CO 2–CO2 + H2O (сокращенное ионное уравнение).
Пример 3. Образование слабого электролита.
2Na+ + 2OH– +2H+ + SO 2–(полное ионное уравнение)
2OH– + 2H+ = 2H2O (сокращенное ионное уравнение).
Реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием сводится к взаимодействию ионов водорода с гидроксид-ионами;
б) слабой кислоты:
2NaNO2 + H2SO4 = 2HNO2 + Na2SO4 (молекулярное уравнение)
NH +(полное ионное уравнение)
NH4OH (сокращенное ионное уравнение).
Сильные основания вытесняют слабые основания из их солей.
Пример 4. Когда среди исходных соединений и продуктов реакции есть слабый электролит или малорастворимое вещество, то в уравнении применяет-
ся знак равновесия «⇄». Равновесие в реакции смещается в сторону более слабого электролита или малорастворимого вещества, что обозначается
значком (↷)..
а) CH3COOH + NaОН ⇄ CH3COONa + H2O
CH3COOН + ОНˉ ⇄ CH3COOˉ + H2O (↷).
В результате реакции образуется более слабый электролит – вода. Равнове-
сие смещается в сторону прямой реакции.
б) CaSO4↓ + Na2CO3 ⇄ CaCO3↓ + Na2SO4;
|
|
⇄ CaCO3↓ + 2 Na+
В результате реакции образуется менее растворимая соль – карбонат каль-
ция. Равновесие смещается в сторону прямой реакции.
Пример 5. Составьте три возможных молекулярных уравнения реакции,
соответствующих сокращенному ионному уравнению: CH3COO– + H+ = CH3COOH.
Решение. В левой части ионного уравнения указаны свободные ионы СН3СОО– и Н+. Эти ионы образуются при диссоциации каких-либо раствори- мых сильных электролитов. Ионы СН3СОО– могут образовываться при диссо- циации, например солей КСН3СОО, NaCH3COO, Mg (CH3COO)2; донорами ио-
нов Н+ могут быть любые сильные кислоты. Молекулярные уравнения реакций,
которым отвечает данное молекулярно-ионное уравнение, могут быть:
1. KCH3COO + HCl = CH3COOH + KCl;
2. NaCH3COO + HNO3 = CH3COOH + NaNO3;
3. Mg(CH3COO)2 + H2SO4 = 2 CH3COOH + MgSO4.
Техника безопасности
1. Соблюдайте особую осторожность при работе с растворами кислот и щелочей, не допускайте их попадания на кожу и одежду.
2. Если в процессе эксперимента выделяется токсичный газообразный продукт, то обязательно проводите опыт в вытяжном шкафу при работаю- щей вентиляции.
3. Соблюдайте осторожность при работе с токсичными солями и их растворами (соли бария, хрома, меди и др.).
Формулы для расчета.
1. Вычислить нормальную концентрацию раствора кислоты (оп.№1) или раствора щелочи (оп.№2) из формулы закона эквивалентов для растворов:
2. Вычислить массу кислоты (оп.№1) или щелочи (оп.№2), содержащейся в 10 мл соответствующего раствора, из формулы нормальной концентрации:
3. Вычислить массу воды (растворителя) в 10 мл раствора, считая плотность раствора равной 1:
4. Пользуясь полученными данными, вычислить заданные концентрации по соответствующим формулам.
Цель работы: изучить условия протекания реакций ионного обмена и правил написания ионообменных реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах.
Теоретическая часть .
Электролитической диссоциацией называется частичный или полный распад молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителей. Диссоциация протекает в результате сложного физико-химического взаимодействия молекул электролита с полярными молекулами растворителей. Взаимодействие ионов с полярными молекулами растворителя называется сольватацией (для водных растворов - гидратацией) ионов. В растворах электролитов образуются сольватированные ионы.
Электролиты проводят электрический ток, так как в растворах имеются заряженные частицы: катионы и анионы.
Количественно процесс диссоциации характеризуется степенью электролитической диссоциации α. Степенью диссоциации называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы n к общему числу молекул N растворенного вещества:
Степень диссоциации выражается в процентах или долях единицы.
Электролиты делятся на три группы: а) сильные (α>30%), б) средние (3<α<30%), в) слабые (α<3%).
В учебной литературе приведены таблицы степеней диссоциации кислот, основании и солей. Степень диссоциации зависит от природы растворенного вещества и растворители, температуры, концентрации и присутствия в растворе одноименных ионов. Для слабых электролитов степень диссоциации существенно зависит от концентрации: чем меньше концентрация раствора, тем больше степень электролитической диссоциации.
Значительно удобней характеризовать способность электролитов к диссоциации к растворе константой диссоциации К , которая не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации К представляет собой константу равновесия обратимого процесса диссоциации слабого электролита – кислоты или основания. Константа диссоциации кислот называют также константой кислотности, а оснований – константой основности. Значения констант диссоциации слабых электролитов приведены в таблицах для стандартных условий.
Константа диссоциации (основности) выражается отношением произведения равновесных концентраций ионов в растворе данного слабого электролита к концентрации недиссоциированных молекул:
Константа диссоциации является мерой относительной силы слабых электролитов: чем она меньше, тем слабее электролит. Связь между константой и степенью диссоциации слабого бинарного электролита подчиняется закону разведения Оствальда:
Кислотами с точки зрения электролитической диссоциации называются электролиты, образующие в водных растворах положительно заряженные ноны водорода и анионы кислотного остатка. Ионы водорода являются характерными для кислот и определяют их свойства. Кислоты, являющиеся сильными электролитами: азотная HNО 3 , соляная НСl, бромоводородная НВг, иодоводородная HJ, серная H 2 SO 4 , марганцовая НМnО 4 и другие.
Слабых электролитов значительно больше, чем сильных. Слабыми электролитами являются кислоты: сернистая H 2 SO 3 , фтороводородная HF, угольная H 2 СO 3 , сероводородная H 2 S, уксусная CH 3 COOН и др. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Примеры диссоциации кислот:
HCl = H + + Cl ‑
CH 3 COOH CH 3 COO ‑ + H +
I ступень: H 2 SO 3 H + + HSО 3 ‑
или H 2 SO 3 2H + + SО 3 2- ,
II ступень: HSО 3 ‑ H + + SО 3 2 ‑
С точки зрения электролитической диссоциации основаниями называются электролиты, образующие в водных растворах отрицательно заряженные гидроксид-ионы ОН ‑ и катионы металлов. Гидроксид-ионы обуславливают общие свойства оснований. Основания с валентностью катиона больше единицы диссоциируют ступенчато. Сильными электролитами являются основания, в которых катионами являются щелочные и щелочноземельные металлы, за исключением Вe(ОН) 2 и Mg(OH) 2 .
В основном основания являются слабыми электролитами, особенно образованные амфотерными металлами. Амфотерные гидроксиды вкислой среде диссоциируют как основания, в щелочной - как кислоты. Примеры диссоциации оснований и амфотерных гидроксидов:
NaOH = Na + + OH -
1ст. Fe(OH) 2 FeOH + +OH -
II ст. FeOH + Fe 2+ + OH - или Fe(OH) 2 Fe 2+ + 2OH -
Zn 2+ + 2OH - Zn(OH) 2 H 2 ZnО 2 2H + + ZnO 2 2-
Солями называются электролиты, диссоциирующие а воде на положительные ионы металла и отрицательные ионы кислотного остатка, Все соли, хорошо растворимые в воде, являются сильными электролитами. Примеры диссоциации нормальных (средних), кислых, основных, комплексных и двойных солей:
КВг = К + + Вг - ; K 3 =3K + + 3- ;
NaHCO 3 = Na + + HCO 3 - ; KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2- .
АlOHCl 2 =АlOН 2+ +2С1 - ;
Изучение различных реакций, в основном в неводных средах, привело к созданию более общих представлений о кислотах и основаниях. К важнейшим из современных теорий кислот и оснований принадлежит протонная теория, согласно которой кислотой является донор протона, то есть частица (молекула или ион), которая способна отдавать ион водорода - протон, а основанием - акцептор протона, т.е. частица (молекула или ион), способная присоединять протон. Например, в реакции:
HC1+NH 3 = NH 4 + + Cl -
ион С1 - - основание, сопряженное кислоте НCl, а ион NH 4 + - кислота, сопряженная основанию NH 3 . Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые распадаются молекулы растворенных веществ. Реакции записывают в трех формах: молекулярной, полной ионно-молекулярной и сокращенной ионно-молекулярной. Сильные электролиты записываются в виде ионов, средние и слабые электролиты, осадки и газы - в виде молекул. Сущность реакции отражается сокращенным ионно-молекулярным уравнением, в котором указываются только частицы, которые непосредственно вступают в реакцию и не указываются ионы и молекулы, концентрация которых существенно не изменяется. Реакции между электролитами протекают в сторону образования газа, осадка или более слабого
электролита.
Пример реакции в растворах электролитов: нейтрализация слабым основанием (гидроксидом аммония) сильной азотной кислоты. Молекулярное уравнение реакции:
HNO 3 + NH 4 OH = NH 4 NO 3 + Н 2 О.
В этой реакции сильные электролиты - азотная кислота и образующаяся соль- нитрат аммония, которые записываем в виде ионов, а слабые - гидроксид аммония и вода, которые записываем в виде молекул. Полное ионно-молекулярное уравнение имеет вид:
Н + + NО 3 - + NH 4 OH = NH 4 + + NO 3 - + Н 2 О.
Как видно, не претерпевают изменений в ходе реакции только ионы NО 3 - , исключая их, записываем сокращенное ионно-молекулярное уравнение:
H + + NH 4 OH = NH 4 + + H 2 O.
Практическая часть
Ионно - молекулярные реакции обмена
Провести реакции между растворами электролитов согласно заданию. Для этого в пробирку налить 7-8 капель одного реактива и добавить 7-8 капель другого реактива. Отметить признаки реакции: выпадение осадка, выделение газа или изменение запаха (что свидетельствует об образовании малодиссоциирующего вещества).
Затем, в соответствии с наблюдаемыми признаками, отнести реакцию к одному из 3-х типов:
1) ионообменные реакции с образованием малорастворимого вещества (осадка);
2) ионообменные реакции с выделением газа;
3) ионообменные реакции с образованием слабого электролита.
Каждую реакцию записать в 3-х формах:
а) молекулярной,
б) полной ионно - молекулярной,
в) сокращенной ионно - молекулярной.
Сделайте вывод о направлении протекания реакций ионного обмена.
Список заданий:
| 1. CH 3 COONa+H 2 SO 4 2. NaNO 2 + H 2 SO 4 3. MgCl 2 +Na 3 PO 4 4. NH 4 Cl+KOH 5. Na 2 CO 3 +HCl 6. Na 2 CO 3 +Ba(NO 3) 2 7. (CH 3 COO) 2 Pb+HCl 8. Hg(NO 3) 2 +NaOH 9. H 2 SO 4 +BaCl 2 10. NaCl+Pb(NO 3) 2 11. NiSO 4 +KOH 12. NaNO 2 +HCl 13. Bi(NO 3) 3 +KOH 14. Na 2 S+CdCl 2 15. Bi(NO 3) 3 +Na 2 S 16. CoSO 4 +KOH 17. CuSO 4 +KOH 18. Na 2 CO 3 +HNO 3 19. K 2 CrO 4 + CuSO 4 20. K 2 CrO 4 + MnSO 4 21. K 2 CrO 4 + NiSO 4 22. K 2 CO 3 + MnSO 4 23. Na 2 SO 3 +HCl | 24. Hg(NO 3) 2 +Na 2 S 25. NiSO 4 + NH 4 OH 26. NiSO 4 + NH 4 OH изб 27.AlCl 3 +KOH 28. FeCl 3 +Na 3 PO 4 29. K 2 CrO 4 + Ba(NO 3) 2 30. NaNO 2 +HNO 3 31. MgCl 2 + NaOH 32. CuSO 4 + NH 4 OH 33. CuSO 4 + NH 4 OH изб 34. AlCl 3 +KOH изб 35. Pb(NO 3) 2 +KI 36. CH 3 COOK+ HCl 37. Al 2 (SO 4) 3 +NaOH 38. Al 2 (SO 4) 3 +NaOH изб 39. CoSO 4 + Na 2 S 40. Pb(NO 3) 2 + Na 3 PO 4 41. Na 3 PO 4 + CuSO 4 42. CH 3 COOK+ HNO 3 43. CH 3 COOH+KOH 44. CoSO 4 + NH 4 OH 45. CoSO 4 + NH 4 OH изб 46. Hg(NO 3) 2 + KI | 47. Hg(NO 3) 2 + KI изб 48. CdCl 2 + NH 4 OH 49. CdCl 2 + NH 4 OH изб 50. NaHCO 3 + HNO 3 51. ZnSO 4 + BaCl 2 52. ZnSO 4 +KOH 53. ZnSO 4 +KOH изб 54. (CH 3 COO) 2 Pb+ H 2 SO 4 55. NaHCO 3 +H 2 SO 4 56. (NH 4) 2 SO 4 +KOH 57. K 2 CO 3 + H 2 SO 4 58. (NH 4) 2 SO 4 +NaOH 59. K 2 CO 3 + HCl 60. CrCl 3 +KOH 61. CrCl 3 +KOH изб 62. ZnCl 2 +NaOH 63. ZnCl 2 +NaOH изб 64. MnSO 4 +KOH 65. MnSO 4 +Na 3 PO 4 66. Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 67. K 2 CO 3 + CH 3 COOH 68. Na 2 CO 3 +CH 3 COOH 69. NaHCO 3 +CH 3 COOH |
Лабораторная работа №6