2. Экспериментальная часть
Содержание работы:
1. После ознакомления с теоретическим материалом выполнить опыты 1 и 2 и записать наблюдения.
2. Сделать общий вывод о том, в каких случаях протекают ионообменные реакции, на основании экспериментальных данных.
Опыт 1. Реакции, протекающие с образованием малорастворимых веществ
В две пробирки налить по 2-3 мл. растворов: в одну — сульфат натрия Na2SO4, в другую сульфат цинка ZnSO4. В каждую из пробирок прибавить по такому же объёму раствора хлорида бария BaCl2. В обеих пробирках образуется осадок — сульфат бария BaSO4. Написать молекулярные, ионно-молекулярные уравнения реакций и одно общее краткое ионное уравнение. Под формулой BaSO4 указать цвет осадка.
Опыт 2. Реакции, протекающие с образованием малодиссоциирующих веществ
а) Налить в пробирку 2-3 мл раствора уксуснокислого натрия CH3COONa и добавить немного раствора соляной кислоты. Образующаяся при реакции уксусная кислота обнаруживается по запаху.
Написать молекулярное, ионно-молекулярное и краткое ионное уравнения реакции.
б) В небольшом количестве воды взболтать щепотку растёртого в порошок мела CaCO3 и прилить немного раствора соляной кислоты. Какой газ выделяется при этом? Составить молекулярное, ионно-молекулярное и краткое ионное уравнения реакции.
Контрольное задание
Cоставьте ионно-молекулярные уравнения следующих реакций:
Al2(SO4)3 + Pb(NO3)2 →
ZnS + HCl →
Fe(OH)3 + HNO3 →
HCN + NaOH →
Cu(OH)2 + Na2S →
Cu(OH)2 + H2S →
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1. Какие вещества называются электролитами?
2. Что такое электролитическая диссоциация?
3. Какие вещества называются сильными, средними и слабыми электролитами?
4. Какие реакции называют ионообменными?
5. В каких случаях происходят ионообменные реакции?
6. Как определяется направление ионообменных реакций?
7. Уметь составить ионно-молекулярные уравнения реакций при взаимодействии двух данных электролитов, пользуясь таблицей растворимости.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА «ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ»
Цель работы: изучение зависимости процессов образования или растворения осадков от значений произведений растворимости малорастворимых соединений.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
1.1. Произведение растворимости
Возьмем какую-либо трудно растворимую соль, например, AgCl и приведем ее в соприкосновение с водой. При этом ионы Ag+ и Cl–, испытывая притяжение со стороны близлежащих диполей воды, будут постепенно отрываться от поверхности кристаллов и в виде гидратированных ионов переходить в раствор, т.е. происходит процесс растворения. Наряду с этим происходит и противоположный процесс — осаждения ионов Ag+ и Cl– из раствора. Гидратированные ионы Ag+ и Cl–, сталкиваясь при своем движении с поверхностью кристаллов AgCl, испытывают притяжение со стороны противоположно заряженных ионов кристаллической решетки. Они, в некоторых случаях, дегидратируются (теряют диполи воды) и осаждаются на поверхности кристалла. Протекание взаимно противоположных процессов (растворения и осаждения) приводит к состоянию динамического равновесия, при котором в единицу времени ровно столько ионов Ag+ и Cl– покидает поверхность твердой фазы, сколько их осаждается на поверхности этой фазы из раствора. При наступлении равновесия дальнейшее накопление ионов в растворе, как и их осаждение из раствора, прекращается и получается насыщенный раствор соли. Следовательно, насыщенным раствором называется раствор, находящийся в динамическом равновесии с твердой фазой (осадком).
Напишем выражения для скоростей растворения υ1 и осаждения υ2. Скорость υ1 (т.е. количество ионов, отдаваемых в раствор единицей поверхности твердой фазы в единицу времени) пропорциональна числу ионов, находящихся на единице поверхности. Это число не изменяется с течением времени, поэтому скорость растворения можно считать постоянной при неизменной температуре:
υ1 = K1 .
Скорость υ2 (процесса осаждения ионов Ag+ и Cl– на поверхности кристаллов) зависит от числа столкновений этих ионов в единицу времени с единицей поверхности. Если бы в растворе не существовало межионных сил, уменьшающих скорость движения ионов, а значит, и число их столкновений с твердой фазой, то число этих столкновений было бы пропорционально концентрации ионов Ag+ и Cl– в растворе. Чтобы учесть действие межионных сил, надо концентрации ионов заменить их активностями:
υ2 = K2 · aAg+ · aCl– ,
где К2 – коэффициент пропорциональности, т.е. величина постоянная при данной температуре.
Поскольку при равновесии скорости растворения и осаждения одинаковы, то равны и правые части формул (8) и (9), следовательно:
K1 = K2 · aAg+ · aCl– ,
откуда можно выразить:
aAg+
·
aCl–
=
= ПРAgCl
.
Таким образом, произведение активностей ионов данного малорастворимого электролита в насыщенном растворе есть величина постоянная при данной температуре. Эта константа характеризует способность вещества растворяться и называется произведением растворимости, обозначают ее ПР. Растворимость и ПР некоторых малорастворимых электролитов приведены в таблице 5.
Если в уравнении диссоциации электролита коэффициенты, стоящие при отдельных ионах, не равны единице, то значения активностей ионов входят в выражение произведения растворимости в степенях, равных соответствующим коэффициентам:
Ca(PO4)2 = 3Ca2+ + 2PO43–
или
Ag2SO4 = 2Ag+ + SO42–
.
Таблица
Растворимость и ПР малорастворимых электролитов при температуре 18°С
|
Формула вещества |
Растворимость (моль/л) |
ПР |
Формула вещества |
Растворимость (моль/л) |
ПР |
|
Mg(OH)2 |
|
|
MnS |
|
|
|
BaCO3 |
|
|
Zn(OH)2 |
|
|
|
BaC2O4 |
|
|
ZnS |
|
|
|
BaCrO4 |
|
|
NiS |
|
|
|
BaSO4 |
|
|
AgBr |
|
|
|
SrCO3 |
|
|
AgCl |
|
|
|
SrC2O4 |
|
|
AgI |
|
|
|
SrSO4 |
|
|
Ag2S |
|
|
|
CaCO3 |
|
|
PbCl2 |
|
|
|
CaC2O4 |
|
|
PbI2 |
|
|
|
CaSO4 |
|
|
PbS |
|
|
|
Fe(OH)2 |
|
|
PbSO4 |
|
|
|
Fe(OH)3 |
|
|
HgS |
|
|
|
FeS |
|
|
CuS |
|
|
|
Mn(OH)2 |
|
|
CdS |
|
|
Так как активности ионов равны их концентрациям, умноженным на коэффициент активности f для соответствующего иона, то выражение ПРAgCl можно записать в следующем виде:
ПРAgCl = fAg+ ·[Ag+] · fCl– ·[Cl-] .
Поскольку AgCl — очень мало растворимое вещество, то концентрация его ионов в насыщенном растворе также очень мала, а межионные силы практически не играют роли. Поэтому без заметной погрешности коэффициенты активности можно принять равными единице:
fAg+ = fCl– = 1.
При этом получим приближенное уравнение, которое вполне удовлетворительно можно использовать в практических расчетах:
ПРAgCl = [Ag+]·[Cl–].