Електроліти при розчинені у воді дисоціюють (розпадаються) на іони

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

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⁺

—

NH₄⁺

—

Na⁺,K⁺

Mg²⁺

Ca²⁺

Ba²⁺

Al³⁺

—

Cr³⁺

—

Zn²⁺

Mn²⁺

Co²⁺,Ni²⁺

Fe²⁺

Fe³⁺

—

Cd²⁺

Hg²⁺

—

Cu²⁺

Ag⁺

—

Sn²⁺

—

Pb²⁺

р – розчинна речовина — -речовина нерозчинна 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
	Co(NO₃)₂ + Na₂CO₃ →	Pb²⁺ + SO₄^2- = PbSO₄
	Na₂SiO₃ + H₂SO₄ →	Ni⁺² + PO₄^-3 = Ni₃(PO₄)₂
	K₂SO₄ + BaCl₂ →	Mg⁺²+ CO₃^-2= MgCO₃
	Ba(OH)₂ + HNO₃ →	Cd²⁺ + S^2- = CdS
	Pb(NO₃)₂ + CaI₂ →	3Mg²⁺ + 2PO₄^3-→ Mg₃(PO₄)₂
	Na₂CO₃ + Mg(NO₃)₂ →	Pb²⁺ + S^2- → PbS
	BaCl₂+ Fe₂(SO₄)₃ →	Fe(OH)₃ + 3H⁺ → Fe³⁺ + 3H₂O
	Cu(NO₃)₂+ Na₂CO₃ →	Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄
	Na₂SiO₃+H₂SO₄ →	Ca²⁺ + CO₃^2- → CaCO₃
	Cu₃(PO₄)₂ + NaOH →	Cu²⁺ + 2OH^- → Cu(OH)₂
	CrCl₃+AgNO₃ →	Cr³⁺ + 3OH^- → Cr(OH)₃
	AgNO₃+ FeCl₃ →	H⁺ + OH^- → H₂O
	K₂S + Zn(NO₃)₂ →	Ag⁺ + Cl^- → AgCl
	H₃PO₄+ Ca(OH)₂ →	Ni²⁺ + SiO₃ → NiSiO₃
	Ni(NO₃)₂ + Na₂S →	3Ca²⁺ + 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.

Лабораторна робота №4

Окисно-відновні реакції

Мета роботи: дослідити окисно-відновні властивості різних хімічних речовин, удосконалити навички складання рівнянь окисно-відновних реакцій методом електронного балансу.

Обладнання: періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва, таблиця окисників та відновників, таблиця окисно-відновних реакцій, алгоритм складання ОВР.

Теоретичні відомості

Окисно-відновні реакції

Окисно-відновними називаються реакції, які відбуваються із зміною ступенів окиснення елементів.

Основні положення теорії окисно-відновних реакцій:

1. Окиснення – процес віддачі електронів атомом, молекулою чи іоном. Наприклад: Fe²⁺ - 1e → Fe³⁺(ступінь окиснення підвищується).

2. Відновлення – процес приєднання електронів атомом, молекулою чи іоном. Наприклад: Fe³⁺ + 1e → Fe²⁺(ступінь окиснення знижується).

3. Атоми, молекули чи іони, що віддають електрони, називаються відновниками. Під час реакції вони окиснюються. Атоми, молекули чи іони, що приєднують електрони, називаються окисниками. Під час реакції вони відновлюються.

4. Число електронів, що віддає відновник, дорівнює числу електронів, що приєднує окисник.

Класифікація окисно-відновних реакцій (таблиця 2.1)

Міжмолекулярні	Внутрішньомолекулярні	Диспропорціонування (самоокиснення - самовідновлення)
2SO₂+O₂=2SO₃	2KClO₃=KCl+3O₂	4KClO₃=3KClO₄+KCl
2FeCl₂+Cl₂=2FeCl₃	2KNO₃=2KNO₃+O₂	4Na₂SO₃=Na₂S+3Na₂SO₄
Це реакції, в яких окисник та відновник містяться в різних речо-винах (простих чи складних)	Це реакції, під час яких відбувається зміна ступе-нів окиснення атомів, що містяться в одній молекулі	Це реакції, під час яких частина атомів елемента збільшує ступінь окиснення, а частина - зменшує

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