АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Общие сведения. Работу выполнил________________________ Работу принял_____________________

Читайте также:
  1. A. Общие.
  2. AutoCAD 2005. Общие сведения
  3. CAC/RCP 1-1969, Rev. 4-2003 «Общие принципы гигиены пищевых продуктов»
  4. H.1 Общие требования
  5. I. ОБЩИЕ ПОЛОЖЕНИЯ
  6. I. ОБЩИЕ ПОЛОЖЕНИЯ
  7. I. ОБЩИЕ ПОЛОЖЕНИЯ
  8. I. ОБЩИЕ ПОЛОЖЕНИЯ
  9. I. ОБЩИЕ ПОЛОЖЕНИЯ
  10. I. ОБЩИЕ ПОЛОЖЕНИЯ
  11. I. Общие правила
  12. I. ОБЩИЕ ПРОБЛЕМЫ КАТАЛИЗА

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №6

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА.

 

Работу выполнил________________________ Работу принял_____________________

Дата выполнения________________________ Отметка о зачете___________________

Общие сведения.

Реакции ионного обмена - реакции связывания ионов, которое происходит при образовании слабого или малорастворимого электролита. Реакции ионного обмена подчиняются всем закономерностям химической термодинамики, т.е. они протекают самопроизвольно в сторону уменьшения энергии Гиббса системы (DG < 0) до достижения состояния равновесия (DG = 0).

Количественной мерой степени протекания реакции "слева направо" является константа равновесия, вычисляемая по общим правилам. Если Кс > 1, равновесие смещено в сторону протекания прямой реакции, при Кс < 1 - в сторону обратной реакции.

Константа равновесия Кс рассчитывается через константы диссоциации слабых электролитов в общем случае по формуле: Кс = К исх./К прод., (1)

где К исх. – константа диссоциации слабого электролита, вступающего в реакцию, К прод. – константа диссоциации слабого электролита, получающегося в результате реакции.

Таким образом, реакции ионного обмена можно свести к двум взаимосвязанным процессам: диссоциации электролитов, вступающих в реакцию, и связывании ионов с образованием продуктов.

Общим выводом является то, что реакции ионного обмена протекают в направлении наиболее прочного связывания ионов, т.е. в направлении образования соединения с наименьшим значением константы диссоциации.

Для правильного отражения процессов при реакции ионного обмена уравнения записывают в ионно-молекулярной форме. При этом исходят из реального состояния каждого вещества в системе: сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые и малорастворимые электролиты - в молекулярной форме.

ПРИМЕР 1. Реакция нейтрализации -реакция между кислотой и основанием с образованием соли и воды: CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O

ионно-молекулярное уравнение: CH3COOH + OH- = CH3COO- + H2O

Расчет константы равновесия реакции: Кс = [ CH3COO-] [ H2O ] / [ CH3COOH ] [ OH-] =

= Кд/Кв = 1.75 10-5/10 -14 = 1.75 109 >> 1, равновесие смещено вправо – идет прямая реакция.

ПРИМЕР 2. Гидролиз солей: взаимодействие соли с водой - реакция обратная реакции нейтрализации.

А). соли сильной кислоты и сильного основания гидролизу не подвергаются, т.к. в реакции не образуется слабого электролита. Среда в растворе таких солей нейтральная, рН = 7.

Б). соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

NH4Cl + H2O Û NH4OH + HCl

ионно-молекулярное уравнение: NH+ + H2O Û NH4OH + H+

Константа равновесия реакции (константа гидролиза): Кг = Кв/К NH OH = 10 -14/1.8 10-5 = 5.6 10-10

Константа гидролиза Кс < 1, т.о. равновесие в данной реакции смещено влево, однако возникающий избыток ионов Н+ приводит к изменению характера среды. Расчет рН: [Н+] = (Сс К NH OH )1/2. Так, если концентрация раствора NH4Cl равна Сс = 0.3 моль/л, получим: [Н+] = 1.3 10-5 моль/л,

рН = 4.9 < 7, т.о. возникает кислая среда.

Для растворов солей сильной кислоты и слабого многокислотного основания гидролиз протекает преимущественно по первой ступени с образованием основной соли:

CuCl2 + H2O Û CuOHCl + HCl

ионно-молекулярное уравнение: Cu2+ + H2O Û CuOH+ + H+

В). соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

Na2S + H2O Û NaHS + NaOH

ионно-молекулярное уравнение: S2- + H2O Û HS- + OH-

Константа гидролиза Кг = Кв/КHS = 10-14/1.2 10-14 = 0.83. Избыток ионов OH- приводит к изменению характера среды. Расчет аналогичен предыдущему примеру: [ОН-] = (Сс К HS )1/2, +] = 10-14/[ОН-].

 

Так, при концентрации соли Сс = 0.01 моль/л: [Н+] = 1.1 10-11, рН» 11 > 7, т.о. образуется щелочная среда.

Соли многоосновных слабых кислот гидролизуются преимущественно по первой ступени с образованием кислых солей.

Г). соли слабой кислоты и слабого основания (гидролиз по аниону и по катиону):

CH3COONH4 + H2O Û CH3COOH + NH4OH

ионно-молекулярное уравнение: CH3COO- + NH4+ + H2O Û CH3COOH + NH4OH

Константа гидролиза рассчитывается по уравнению: Кг = Кв/Кк Ко. В данном случае равновесие реакции как правило сильно смещено вправо, a характер среды определяется относительной силой кислоты и основания. Во многих случаях гидролиз протекает необратимо, и такие соли в растворе существовать не могут: Al2(CO3)3 + 6 H2O = 2 Al(OH)3¯ + H2CO3


1 | 2 |

Поиск по сайту:



Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.003 сек.)