Лабораторная работа № 4 Ионно-обменные реакции Введение

Электролиты являются составной частью жидкостей и плотных тканей живых организмов. Ионы натрия Na⁺, калия К⁺, кальция Са²⁺, магния Mg²⁺, водорода Н⁺, анионы ОН^-, Cl^-, SO₄^2-, НСО₃^- имеют большое значение для физиологических и биохимических процессов. Концентрация различных ионов в организме человека различна. Концентрация водородных ионов Н⁺ и гидроксид-ионов ОН^- очень мала, но они играют большую роль в жизненных процессах. Водородные ионы Н⁺ способствуют нормальному функционированию ферментов, обмену веществ, перевариванию пиши и т. д. Концентрация ионов натрия Na⁺ и хлорид-ионов Cl^- в нашем организме большая. Эти ионы человек получает ежедневно, используя в пищу поваренную соль NaCl. В медицине применяется 0,85%-й раствор хлорида натрия в качестве физиологического раствора при большой потере жидкости организмом.

1. Цели и задачи

1.1. Приобрести системные знания о теории электролитической диссоциации, изучить условия протекания реакций обмена в водных растворах электролитов.

1.2. Уметь составлять уравнения диссоциации кислот, оснований и солей в водных растворах.

2. Теоретическая часть

2.1. Электролитическая диссоциация. Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в водных растворах

Согласно теории электролитической диссоциации все электролиты диссоциируют на положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы.

Так, кислоты в водных растворах диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотного остатка. Например:

HCl = H⁺ + Cl^-;

CH₃COOH = CH₃COO^- + H⁺.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₃РО₄ = H⁺ + H₂PO

H₂PO₄^- = H⁺ + HPO₄^2-

НРО₄^2- = Н⁺ + РО₄^3-

H₃РО₄ = ЗH⁺ +РО₄^3-

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени – по второй и лишь в незначительной степени – по третьей.

Основания диссоциируют на анионы гидроксо-групп OH^- и катионы металлов. Например: NaOH = Na⁺ + OH^-; CsOH = Cs⁺ + OH^-.

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ba(ОН)₂ = BaОН⁺ + ОН^-

Ba(ОН)⁺ = Ba²⁺ + ОН^-

Ba(ОН)₂ = Ba²⁺ + 2OН^-

Амфотерные гидроксиды могут в зависимости от условий при диссоциации давать как ионы Н⁺, так и ОН^-, так как у них в равной степени выражены как основные так и кислотные свойства:

2ОН^- +Zn⁺² + 2H₂O ↔ Zn(OH)₂ + Н₂О ↔ [Zn(OH)₄]^2- + 2H⁺.

Соли в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков:

Nа₂SO₄=2Na⁺ +SO

Na₃РО₄ = 3Na⁺ + PO

Са(HСО₃)₂ =Ca²⁺ +2НСО

MgOHCl = MgOH⁺ + Сl^-

2.2.Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты

Поскольку электрическая диссоциация – процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и молекулы. Поэтому электролиты характеризуются степенью диссоциации α. Степень диссоциации определяется отношением числа распавшихся на ионы молекул n к общему числу растворенных молекул N.

Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит распадается на ионы полностью. Если α = 30%, значит, из 100 молекул электролита распалось на ионы только 30.

Различные электролиты имеют разную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от концентрации электролита и температуры. К сильным электролитам относятся:

1. почти все соли;

2. некоторые минеральные кислоты:

H₂SO₄; HNO₃; НСl; HBr; HI; HMnO₄; НСlО₃; НСlO₄;

3) гидроксиды щелочных и растворимые гидроксиды щелочноземельных металлов.

К слабым электролитам откосятся:

1. почти все органические кислоты;

1. некоторые минеральные кислоты:

H₂CO₃; H₂S; HNO₂; HClO; H₂SiO₃; H₃PO₄; H₂SO₃ и др.;

2. многие гидроксиды металлов (кроме щелочных и щелочноземельных), а также NH₄OH.

К слабым электролитам относится также H₂О. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.