- •Лабораторная работа Ионообменные реакции
- •Опыт 1. Получение малорастворимых оснований
- •Опыт 2. Получение амфотерных гидроксидов
- •Опыт 3. Получение малорастворимых кислот
- •Опыт 4. Получение малорастворимых солей
- •Опыт 5. Ионообменные реакции с образованием газообразных продуктов
- •Опыт 6. Получение комплексных соединений
- •Опыт 7. Ионообменные реакции между кислотами и основаниями (реакции нейтрализации)
- •Опыт 8. Смещение равновесия ионообменных реакций
Опыт 6. Получение комплексных соединений
Осуществляемое взаимодействие: AgNO3+NH4OH→ |
|
Молекулярное уравнение реакции: |
|
|
2AgNO3+2NH4OH=Ag2O↓+2NH4++2NO3- + H2O |
Полное ионное уравнение реакции: |
|
|
2Ag++2NO3-+2NH-++2OH- = Ag2O+2NH4++2NO3-+H2O |
Краткое ионное уравнение реакции: |
|
|
2Ag++2OH- = Ag2O+H2O |
Наблюдение: |
|
|
Образовался осадок тёмного цвета |
Осуществляемое взаимодействие: Ag2О+NH4OH→ |
|
Молекулярное уравнение реакции: |
|
|
Ag2O+4NH4OH=2[Ag(NH3)2]OH+3H2O |
Наблюдение: |
|
|
Тёмный осадок растворился , получился бесцветный раствор. |
Осуществляемое взаимодействие: FeCl2+K3[Fe(CN)6]→ |
|
Молекулярное уравнение реакции: |
|
|
3FeCl2+2K3[Fe(CN)6]=Fe3[Fe(CN)6]2↓+6KCl |
Полное ионное уравнение реакции: |
|
|
3Fe2++2Cl-+6K++2[Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2↓+6K++6Cl- |
Краткое ионное уравнение реакции: |
|
|
3Fe2++2[Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2 |
Наблюдение: |
|
|
Образовался синий осадок |
Осуществляемое взаимодействие: FeCl3+K4[Fe(CN)6]→ |
|
Молекулярное уравнение реакции: |
|
|
4FeCl3+3K4[Fe(CN)6]=Fe4[Fe(CN)6]3↓+12KCl |
Полное ионное уравнение реакции: |
|
|
4Fe3++12Cl-+12K++3[Fe(CN)6]4- = Fe4[Fe(CN)6]3↓+12K++12Cl- |
Краткое ионное уравнение реакции: |
|
|
4Fe3++3[Fe(CN)6]4- = Fe4[Fe[Fe(CN)6]3↓ |
Наблюдение: |
|
|
Образовался осадок синего цвета |
Опыт 7. Ионообменные реакции между кислотами и основаниями (реакции нейтрализации)
Осуществляемое взаимодействие: NaOH+HCl→ |
|
Молекулярное уравнение реакции: |
|
|
NaOH+HCl=NaCl+H2O |
Полное ионное уравнение реакции: |
|
|
Na++OH-+H++Cl- = Na++Cl-+H2O |
Краткое ионное уравнение реакции: |
|
|
OH-+H+ = H2O |
Образование какого вещества приводит к смещению ионного равновесия вправо: |
|
|
H2O – слабый электролит |
Наблюдение: |
|
|
Оранжевый цвет изменился на розовый |
Опыт 8. Смещение равновесия ионообменных реакций
Осуществляемое взаимодействие: K2CrO4+AgNO3→ |
|
Молекулярное уравнение реакции: |
|
|
K2CrO4+2AgNO3=2KNO3+AgCrO4↓ |
Полное ионное уравнение реакции: |
|
|
2K+CrO42-+2Ag++2NO3- = 2K++2NO3-+Ag2CrO4↓ |
Краткое ионное уравнение реакции: |
|
|
2Ag++CrO42- = Ag2CrO4↓ |
Наблюдение: |
|
|
Образовался осадок красного цвета |
Осуществляемое взаимодействие: Ag2CrO4+Na2S→ |
|
Молекулярное уравнение реакции: |
|
|
Ag2CrO4+Na2S=2AgS↓+Na2CrO4 |
Полное ионное уравнение реакции: |
|
|
Ag2CrO4+2Na++S2- = Ag2S↓+2Na++crO42- |
Краткое ионное уравнение реакции: |
|
|
Ag2crO4+S2- = Ag2S↓+CrO42- |
Наблюдение: |
|
|
Образуется чёрный осадок |
Значение ПР (Ag2CrO4): |
|
|
Пр=[Ag+]2[CrO42]=1,1∙10-12 |
Значение ПР (Ag2S): |
|
|
Пр=[Ag+]2[S2]=6∙10-50 |
Вывод |
Малорастворимые электролиты находятся в равновесии с ионами в растворе. Осадок образуется , если произведение концентраций ионов больше ПР. |