Помощничек
Главная | Обратная связь


Археология
Архитектура
Астрономия
Аудит
Биология
Ботаника
Бухгалтерский учёт
Войное дело
Генетика
География
Геология
Дизайн
Искусство
История
Кино
Кулинария
Культура
Литература
Математика
Медицина
Металлургия
Мифология
Музыка
Психология
Религия
Спорт
Строительство
Техника
Транспорт
Туризм
Усадьба
Физика
Фотография
Химия
Экология
Электричество
Электроника
Энергетика

Тема: Реакції обміну між розчинами електролітів



Мета заняття:добути в результаті реакції йонного обміну малорозчинні речовини, гази, малодисоційовану речовину; вивчити реакції, що проходять між електролітами в розчинах.

Досліди:

1. Утворення малорозчинних речовин.

2. Реакції з утворенням газів.

3. Реакції нейтралізації.

Прилади та матеріали:

Реактиви:

ферум (ІІІ) хлорид /FеСl3/, натрій силікат /Nа2SіО3/, сульфатна кислота /Н24/, оцтова кислота /СН3СООН/, барій (ІІ) хлорид /ВаСl2/, натрій гідроксид /NаОН/, амоній хлорид /NН4С1/, натрій карбонат /Nа2СО3/, індикатор фенолфталеїн.

Обладнання:

штатив з пробірками.

& Теоретичне обґрунтування теми

Електроліти - речовини, які проводять електричний струм у розчиненому або розплавленому стані.До них відносять розчини кислот, лугів і солей (сполуки з йоним та полярним зв’язками).

При розчиненні електролітів у воді утворюються йони. Розпад електролітів на йони під час розчинення їх у воді називають електролітичною дисоціацією.

Кислоти у водних розчинах дисоціюють на катіони Гідрогену і аніони кислотного залишку, наприклад:

НС1 ↔ Н+ + Cl-;

гідроксиди - на катіони металів і аніони гідроксилу, наприклад:

KOH ↔ K+ + OH-;

солі - на катіони металу (а також катіон амонію NH4+) і аніони кислотного залишку, наприклад:

К3РO4 ↔ 3К+ + РO43-

(NH4)2SO4 ↔ 2 NH4+ + SO42-.

Багатоосновні кислоти та багатокислотні основи дисоціюють ступінчато, наприклад:

Н3РО4 ↔ Н+ + Н2РО4- Са(ОН)2 ↔ Са(ОН)+ + ОН-

Н2РО4- ↔ Н+ + НРО42- Са(ОН)+Ca2+ + ОН-

НРО42- ↔Н+ + РО43-

Кислі й основні солі дисоціюють ступінчасто.

Кислі солі при дисоціації спочатку утворюють катіони металу, потім катіони Гідрогену, а також аніони кислотних залишків:

К2НРО4 ↔ 2К+ + НРО42- - перший ступінь дисоціації,

НРО2- ↔ Н+ + РО43- - другий ступінь дисоціації.

Основні солі при дисоціації спочатку утворюють кислотні за­лишки, а потім гідроксид-йони, а також катіони металів.

Са(ОН)С1 ↔ Са(ОН)+ +СГ — першій ступінь дисоціації,

Са(ОН)+ ↔ Са2+ + ОН- — другий ступінь дисоціації.

Амфотерні гідроксиди при дисоціації утворюють йони Н+ і ОН- водночас: А1(0Н)3 ↔ А13+ + ЗОН-

А1(ОН)3 + ЗН2О ↔ [А1(ОН)42О)2]- + H+

Для кількісної характеристики електролітичної дисоціації використовується величина, яка називається ступенем дисоціації (α). α= ,де n - число молекул, які розпалися на йони; N – загальна кількість молекул електроліту. Ступінь електролітичної дисоціації знаходиться в прямій залежності від концентрації розчину і температури.

За ступенем дисоціації електроліти поділяються на сильні, середньої сили та слабкі:

Таблиця 2 Типи електролітів

 

Класи сполук Типи електролітів
сильні α > 30 % середньої сили 3% < α < 30% слабкі α< 3%
Кислоти   НСl, HI, НВr, H2SO4, НNO3, НClO4, HMnO4   H2SO3, НNO2, H3РO4, НF   H2СO3, H2S, H3ВO3, НCN
Основи   Розчинні у воді (луги)     Мg(OH)2   малорозчинні, амоній гідроксид NH4OH
Солі   розчинні   CdCl2, ZnCl2     малорозчинні

 

Для кількісної характеристики слабких електролітів використовують фізичну величину- константу дисоціації (К) ,яка дорівнює відношенню добутку рівноважних концентрацій йонів, на які дисоціював електроліт, до рівноважної концентрації недисоційованих молекул електроліту.

Наприклад, для речовини, що дисоціює за схемою:

КnАm ↔ nКm+ + mАn-, К =

Константа дисоціації від концентрації не залежить, а залежить від природи розчинника, розчиненої речовини і температури . Чим більше значення К, тим сильніший електроліт і тим більше його йонів є в розчині.

Хімічні реакції, що відбуваються в розчинах електролітів за участі йонів без зміни ступенів окиснення елементів, називаються реакціями йонного обміну.

Умовами перебігу реакцій йонного обміну є їх незворотність, тобто:

· випадання осаду (нерозчинної або малорозчинної сполуки);

· утворення леткої речовини (газу);

· утворення слабкого електроліту.

Рівняння реакцій йонного обміну звичайно подають у вигляді йонних рівнянь, в яких важкорозчинні речовини (тверді і газоподібні), а також слабкі електроліти, записують у вигляді молекул, всі інші - в йонному.

Наприклад, реакція йонного обміну між ВаС12 та Na24 в молекулярному та йонному вигляді:

ВаС12 + Na24 → ВаSО4↓+ 2NaС1

Ва2+ + 2Сl- + 2Na+ + SО42- →ВаSО4↓ + 2Na+ + 2С1-

Ва2+ + SО42- → ВаSО4

При складанні йонних рівнянь користуються таблицею розчинності.




©2015 studopedya.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.