Питання до захисту лабораторної роботи.

1. Навести приклади хімічних реакцій, які відбуваються без зміни ступеня окиснення елементів, що входять до складу реагуючих речовин.

2. Навести приклади хімічних реакцій, що відбуваються зі зміною ступеня окиснення елементів, що входять до складу реагуючих речовин.

3. Які реакції називаються окисно-відновними.

4. Роль окисно-відновних реакцій.

5. Який процес називається окисненням.

6. Який процес називається відновленням.

7. Навести приклади найважливіших відновників.

8. Навести приклади найважливіших окисників.

9. Як змінюються окисно-відновні властивості елементів відповідно в періодах та групах періодичної системі елементів Д.І.Менделєєва.

10. Алгоритм складання рівнянь окисно-відновних реакцій.

Лабораторна робота №3

“Реакції іонного обміну між розчинами електролітів.”

Мета: закріпити знання та вміння по темі “Іонні рівняння”.

Обладнання та реактиви: штатив з пробірками, розчини Na₂CO₃, BaCL₂, CaCO₃, ZnSO₄, CuSO₄, Fe₂(SO₄)₃ , H₂SO₄ та HCl, NaOH, фенолфталеїн.

Теоретичні відомості

Усі хімічні процеси у водних розчинах електролітів, відбуваються на основі теорії електролітичної дисоціації. Теорія була запропонована шведським вченим Сванте Арреніусом у 1887 році. ТЕД містить три основні положення:

1. Електроліти при розчинені у воді дисоціюють (розпадаються) на іони – позитивні і негативні.

2. Під дією електричного струму іони набувають направленого руху: позитивно заряджені іони рухаються до катоду, негативно заряджені – до аноду.

3. Дисоціація – зворотній процес: паралельно з розпадом молекул на іони, відбувається процес з’єднання іонов в молекули.

Існують ознаки, які підтверджують що реакція відбулася:

1. утворення осаду: 3BaCl₂+ Fe₂(SO₄)₃=3BaSO₄+2FeCl₃

2. виділення газу: Na₂CO₃ + HCl = 2NaCl + CO₂↑ + H₂O

3. утворення малодисоціюючої речовини: HCl + NaOH = NaCl + H₂O

Згідно з теорією електролітичної дисоціації всі реакції у водних розчинах електролітів є реакціями між іонами. Вони називаються іонними реакціями, а рівняння цих реакцій – іонними рівняннями.

При складанні іонних рівнянь слід керуватися тим, що речовини малодисоціїовані, малорозчинні (ті, що випадають в осад) і газоподібні, записуються у молекулярній формі. Знак ↓, який стоїть біля формули речовини, означає, що ця речовина випадає у вигляді осаду, а знак ↑ означає, що речовина виділяється у вигляді газу. Сильні електроліти, які повністю дисоційовані, записують у вигляді іонів. Сума електричних зарядів у лівій частині рівняння має дорівнювати сумі електричних зарядів у правій частині.

Іонними рівняннями можна зображувати будь які реакції, що відбуваються в розчинах між електролітами. Якщо під час таких реакцій заряди іонів не змінюються, то вони називаються – іоннообмінними.

Висновок: Реакції в розчинах електролітів ідуть у тому випадку коли зменшується концентрація одних з іонів які приймають участь у реакції.

Розчинність основ, кислот та солей у воді (таблиця 3.1).

Катіони

Аніони

OH^-

F^-

Cl^-

Br^-

I^-

S^2-

SO3^2-

SO4^2-

NO3^-

PO4^3-

CO3^2-

SiO3^2-

CH3COO-

H^+

—

р

р

р

р

р

р

р

р

р

р

н

р

NH4^+

—

р

р

р

р

—

р

р

р

р

р

—

р

Na^+,K^+

р

р

р

р

р

р

р

р

р

р

р

р

р

Mg^2+

м

н

р

р

р

р

н

р

р

н

н

н

р

Ca^2+

м

н

р

р

р

м

н

м

р

н

н

н

р

Ba^2+

р

м

р

р

р

р

н

н

р

н

н

н

р

Al^3+

н

м

р

р

р

—

—

р

р

н

—

н

м

Cr^3+

Н

н

р

р

р

—

—

р

р

н

—

н

р

Zn^2+

Н

м

р

р

р

н

н

р

р

н

н

н

р

Mn^2+

Н

м

р

р

р

н

н

р

р

н

н

н

р

Co^2+,Ni^2+

Н

р

р

р

р

н

н

р

р

н

н

н

р

Fe^2+

Н

н

р

р

р

н

н

р

р

н

н

н

р

Fe^3+

Н

н

р

р

р

—

—

р

р

н

н

н

р

Cd^2+

Н

р

р

р

р

н

н

р

р

н

н

н

р

Hg^2+

—

—

р

м

н

н

н

р

р

н

н

—

р

Cu^2+

Н

н

р

р

р

н

н

р

р

н

н

н

р

Ag^+

—

р

н

н

н

н

н

м

р

н

н

н

р

Sn^2+

Н

р

р

р

р

н

—

р

—

н

—

—

р

Pb^2+

Н

н

м

м

н

н

н

н

р

н

н

н

р

р – розчинна речовина — - речовина не розчинна або розкладається водою м – малорозчинна речовина н – нерозчинна речовина

Хід роботи

Завдання 1.

Користуючись таблицею розчинності солей та лугів у воді, підберіть з розчинів солей, кислот та лугів, які у Вас є, такі розчини, які б при взаємодії між собою привели до утворення осаду. Написати рівняння хімічних реакцій у молекулярній та іонній формах.

Приклад: Напишіть рівняння реакцій між розчинами FeCl₃ та NaOH у молекулярній та іонній формах.

1. Записуємо рівняння реакцій в молекулярній формі:

FeCl₃ + NaOH → Fe(OH)₃↓ + 3NaCl

2. Запишемо рівняння реакції в іонному вигляді:

Fe³⁺ + 3OH^- → Fe(OH)₃↓

Завдання 2.

Користуючись таблицею розчинності солей та лугів у воді, підберіть з розчинів солей, кислот та лугів, які у Вас є, такі розчини, які б при взаємодії між собою привели до виділення газу.

Написати рівняння реакцій в молекулярній та іонній формах.

Завдання 3.

У пробірку налити 2 – 3 мл розчину гідроксиду натрію і краплю розчину фенолфталеїну. У розчині гідроксиду натрію фенолфталеїн стає малиновим. Потім у пробірку додати розчин хлоридної кислоти до тих пір поки забарвлення не зникне. Написати рівняння реакцій у молекулярній та іонній формах. Пояснити зникнення забарвлення фенолфталеїну.

Завдання 4.

Зробити висновок.

Контрольні питання.

1. Напишіть рівняння реакцій у молекулярній та іонній формах.

2. Складіть молекулярні рівняння які надані наступними іонними рівняннями.

Варіанти індивідуальних завдань (таблиця 3.2)

№ з/п	Питання 1	Питання 2
1	Co(NO3)2 + Na2CO3 →	Pb^2+ + SO4^2- = PbSO4
2	Na2SiO3 + H2SO4 →	Ni^+2 + PO4^-3 = Ni3(PO4)2
3	K2SO4 + BaCl2 →	Mg^+2+ CO3^-2= MgCO3
4	Ba(OH)2 + HNO3 →	Cd^2+ + S^2- = CdS
5	Pb(NO3)2 + CaI2 →	3Mg^2+ + 2PO4^3-→ Mg3(PO4)2
6	Na2CO3 + Mg(NO3)2 →	Pb^2+ + S^2- → PbS
7	BaCl2 + Fe2(SO4)3 →	Fe(OH)3 + 3H^+ → Fe^3+ + 3H2O
8	Cu(NO3)2 + Na2CO3 →	Ba^2+ + SO4^2- → BaSO4
9	Na2SiO3 +H2SO4 →	Ca^2+ + CO3^2- → CaCO3
10	Cu3(PO4)2 + NaOH →	Cu^2+ + 2OH^- → Cu(OH)2
11	CrCl3 +AgNO3 →	Cr^3+ + 3OH^- → Cr(OH)3
12	AgNO3 + FeCl3 →	H^+ + OH^- → H2O
13	K2S + Zn(NO3)2 →	Ag^+ + Cl^- → AgCl
14	H3PO4 + Ca(OH)2 →	Ni^2+ + SiO3 → NiSiO3
15	Ni(NO3)2 + Na2S →	3Ca^2+ + 2PO4^3- → Ca3(PO4)2

Питання до захисту лабораторної роботи.

1. Основні положення теорії електролітичної дисоціації.

2. Визначення кислот з точки зору ТЕД.

3. Визначення основ з точки зору ТЕД.

4. Визначення солей з точки зору ТЕД.

5. Ступінь дисоціації.

6. Сильні електроліти. Приклади.

7. Слабкі електроліти. Приклади.

8. Умови проходження хімічних реакцій.