Сделай Сам Свою Работу на 5
Главная | Контакты

Электролитическая диссоциация. Ионно-молекулярные уравнения

12345678910




 

Электролитами называют вещества, растворы и расплавы которых про-

водят электрический ток.

К электролитам относятся неорганические кислоты, а также основания, амфотерные гидроксиды и соли. Они распадаются в водных растворах и расплавах на катионы (Кn+) и анионы (Аm-).

Процесс распада молекул электролитов на ионы в среде раство­рителя получил название электролитической диссоциации (или ионизации).

Для количественной характеристики силы электролита используют понятие степени электролитической диссоциации (ионизации) - α, которая равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу молекул электролита, введенных в раствор (N):

α = n / N.

Такимобразом, α выражаютв долях единицы.

По степени диссоциации электролиты условно подразделяют на сильные (α » 1) и слабые (α <0,3).

Сильные электролиты

 

· Соли (средние, кислые, основные): А12(SO4)3, NаHCO3, СuОНСl.

· Неорганические кислоты: НNO3, H2SO4, НС1, НВг, НI, НСlО4. и др.

· Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: КОН, NаОН, Са(ОН)2, Ва(ОН)2 и др.

Сильные электролиты диссоциируют в водном растворе практически нацело: А12(SO4)3 = 2А13++3 SO42– NаHCO3 = Nа+ +НСО3–



НNО3 = H++NО3– Н2SO4 = 2Н++SО42–

СuОНСl = CuOH++Cl– Ва(ОН)2 = Ва2++2ОН–

Слабые электролиты

· Почти все органические кислоты: CH3COOH , H2C2O4 и др..

· Некоторые неорганические кислоты: H2CO3, H2S, HCN, H2SiO3, HNO2,

H2SO3 , H3PO4, HClO и др.

· Гидроксиды металлов основного характера (кроме щелочных и щелочноземельных) и гидроксид аммония NH4OH.

· Амфотерные гидроксиды: Al(OH)3, Zn(OH)2 , Cr(OH)3, Sn(OH)2, Pb(OH)2 и др.

Для слабых электролитов диссоциация – обратимый процесс, для которого справедливы общие законы равновесия.

Диссоциацию слабых электролитов характеризует константа равновесия, называемая константой диссоциации (ионизации) КД (табл.П.3):

CH3COOH CH3COO– + H+

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато, и каждую ступень равновесного состояния характеризует своя константа диссоциации (причем Кд1 всегда больше Кд2 и т.д.), например при диссоциации H2S :1-я ступень H2S H+ + HS– 6ּ10-8;

2-я ступень HS– H+ + S2- 1·10-14,

где [ ] ─ равновесные концентрации ионов и молекул.

Диссоциация Сu(OH)2:



1-я ступень Сu(OH)2 Cu(OH)+ + OH –

2-я ступень Cu(OH)+ Cu2+ + OH –

Амфотерные гидроксиды, напримерPb(OH)2 ,диссоциируют по основному типу: Pb(OH)2 PbOH+ + OH –

PbOH+ Pb2+ + OH–

и кислотному: H2PbO2 H+ + HPbO2–

HPbO2– H+ + PbO22 –

В растворах электролитов реакции протекают между ионами. Для записи ионных реакций применяют ионные уравнения. При составлении ионных уравнений реакций все слабые электролиты, газы и труднорастворимые электролиты записывают в молекулярной форме, все сильные электролиты (кроме труднорастворимых солей) в ион­ной форме. Примеры составления ионных уравнений реакций:

· образование труднорастворимых соединений:

Рb(NО3)2 + 2КI = ¯РbI2 + 2КNО3 Рb2+ +2I – = ¯РbI2

· реакции с участием слабодиссоциирующих соединений:

СН3СООNa + НС1 = СН3COOH + NаС1

СН3COO – + Н+ = СН3COOH

НС1 + NаОН = NаС1 + Н2O Н+ + ОН – = Н2O

НС1 + NН4OН = NН4С1+ H2O Н+ + NH4OH =NH4+ + Н2O

СН3COOH +NН4OН = СН3COONH4 + Н2О

СН3COOH + NН4OН = CН3COO – + NH4+ + Н2O

· образование газообразных веществ:

Nа2СО3 + 2НС1 = 2NаС1 + СО2­ + Н2О СО32–+ 2Н+ = СO2­+ Н2O

Пример 1. Осуществить превращения NаОН ® NаНSО3 ® Nа2SO3 .

Решение.NаОН + Н2SO3 = NаНSO3 + Н2O

ОН– + Н2SO3 = НSО3– +Н2О

NаHSO3 +NаОН = Nа2SO3 + Н2O

НSО3– + ОН – = SO32 – + Н2О

Пример 2.Осуществить превращения Ni(ОН)2 ® (NiOH)2SO4 ® NiSO4.

Решение. 2Ni(ОH)2 + Н2SO4 = (NiOН)2SO4 + Н2O

¯2Ni(ОН)2 + 2Н+ + SO42 – = ¯(NiОН)2SO4 + Н2O

¯(NiОН)2SO4 + Н2SO4 = 2NiSO4 + 2Н2О

¯(NiOН)2SO4 + 2Н+ = 2Ni 2+ + 2SO42– + 2Н2О

Внимание! Основные соли, как правило, нерастворимы в воде, поэтому при написании ионных уравнений их не расписывают на ионы.

Задания к подразделу 3.2

Задания 121-140. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения возможных реакций предложенных оксидов с H2O, Na2O, KOH, HNO3.

 

121.N2O3; Na2O 126.SO2; CuO 131.MnO; P2O5 136.N2O5; CuO
122.SnO; P2O5 127.Cr2O3; Cl2O7 132.BaO; Mn2O7 137.P2O5; CoO
123.SO3; CaO 128.CoO; ZnO 133.CdO; SnO 138.PbO; MgO
124.SiO2; NiO 129.P2O3; FeO 134.As2O5; CuO 139.Cl2O7; MnO
125.PbO; N2O5 130.Fe2O3; K2O 135.Al2O3; SiO2 140.SO3; TiO

 



Задания 141-160. Напишите для предложенных соединений уравнения диссоциации, а также в молекулярной и ионной формах уравнения возможных реакций взаимодействия их с H2SO4 и NaOH.

 

141.HCl; Cr(OH)3 151.Ca(OH)2; H3PO4
142.Cd(OH)2; H2S 152.HNO3; Be(OH)2
143.Cu(OH)2; HBr 153.H2Сr2O7; KOH
144.H2SO3; Sn(OH)2 154.HCN; Ga(OH)3
145.H2SiO3; Pb(OH)2 155.KOH; H2CO3
146.CH3COOH; Fe(OH)3 156.HF; Be(OH)2
147.H2Se; Zn(OH)2 157.NH4OH; HClO4
148.Fe(OH)2; H3AsO3 158.Pb(OH)2; HNO2
149.RbOH; HI 159.Mg(OH)2; HClO
150.H2Te; Al(OH)3 160.Ga(OH)3; HMnO4

 

Задания 161-180. Напишите уравнения диссоциации солей и назовите их.

 

161.ZnCl2, MnOHCl, Ba(HSO3)2 171.Pb(HSO4)2, NH4NO3, CoOHCl
162.K2HAsO3, AlOHCl2, Na2SO3 172.Al(OH)2NO3, Fe2(SO4)3, KHSe
163.KHSO3, (PbOH)2SO4, CrBr3 173.CsHTe, Ca3(PO4)2, MnOHBr
164.Fe(NO3)3, SnOHCl, NaHTe 174.Mn(NO3)2, Bi(OH)2Cl, KHS
165.NaHSe, CoOHNO3, MgCl2 175.Al2(SO4)3, CrOHCl2, KHSO3
166.CdOHBr, NiCl2, KH2PO4 176.NaHSe, NiOHNO3, ZnSO4
167.CaBr2, (SnOH)2SO4, K2HPO4. 177.CrOHSO4, BaBr2, CsHSO3
168.BaCl2, Ca(HCO3)2, AlOHCl2 178.Cu(NO3 )2, CoOHCl, NaHS
169.NiBr2, (CoOH)2SO4, KHCO3. 179.FeCl2, NaH2AsO4, KCrO2
170.NiOHCl, NiBr2, NaH2PO4 180.AlOHBr2, Sr(HS)2, K2SO3

 

Задания 181-200. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций для следующих превращений.

181.Ni(OH)2  (NiOH)2SO4  NiSO4  Ni(OH)2; H3PO4  KH2PO4

182.CuSO4  (CuOH)2SO4  Cu(OH)2  CuOHNO3; NaHSO3  Na2SO3

183.Bi(NO3 )3  BiOH(NO3)2  Bi(OH)3  Bi2O3; Ca3(PO4)2  Ca3(H2PO4)2

184.Co(OH)2  CoOHCl  CoCl2  Co(NO3)2; NaOH  NaHSO3

185.Pb(NO3 )2  PbOHNO3  Pb(OH)2  K2PbO2; Na2Te  NaHTe

186.NiCl2  Ni(OH)2  NiOHCl  NiCl2; Ba(HS)2  BaS

187.CrOHCl2  CrCl3  Cr(OH)3  CrOHSO4; H2SiO3 NaHSiO3

188.(SnOH)2SO4  SnSO4  Sn(OH)2  Na2SnO2; K2SO3  KHSO3

189.NiBr2  NiOHBr  Ni(OH)2  NiSO4; NaHSiO3  Na2SiO3

190.CoSO4  Co(OH)2  (CoOH)2SO4  Co(NO3)2; H2S  Ca(HS)2

191.Cr2(SO4)3  CrOHSO4  Cr2(SO4)3  CrCl3; Mg3(PO4)2  MgHPO4

192.NiSO4  (NiOH)2SO4  Ni(OH)2  NiBr2; NaHCO3  Na2CO3

193.FeOHSO4  Fe2(SO4)3  Fe(OH)3  FeCl3; MgCO3  Mg(HCO3)2

194.Sn(OH)2  SnOHСl  K2SnO2  Sn(OH)2; H3AsO4  KH2AsO4

195.NiBr2  Ni(OH)2  NiOHCl  NiCl2; BaSO3  Ba(HSO3)2

196.Al(OH)3  Al(OH)2Cl  AlCl3  Al(NO3)3; NaH2AsO3  Na3AsO3

197.CoCl2  Co(OH)2  (CoOH)2SO4  CoSO4; H2CO3  NaHCO3

198.Bi(OH)3  Bi(OH)2NO3  Bi(OH)3  Bi2O3; K2HPO4  H3PO4

199.Cu(OH)2  CuOHCl  CuCl2  Cu(NO3)2; H2Se  KHSe

200.CoSO4  (CoOH)2SO4  Co(OH)2  Co(NO3)2; K2SO3  KHSO3

Гидролиз солей

Гидролиз солей – это процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводящий к смещению ионного равновесия воды и изменению рН среды.

Гидролиз является обратимым процессом. В реакциях гидролиза участву-

ют ионы слабых электролитов: катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Причина гидролиза – образование слабодиссоциированных или труднорастворимых продуктов. Следствием гидролиза является нарушение равновесия в системе H2O H+ + OH— ; в результате среда становится либо кислой (рН < 7), либо щелочной (pH > 7).

· Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по аниону. Реакция среды щелочная (pH > 7). Первая ступень гидролиза: Na2CO3 + HOH NaHCO3 + NaOH; CO32— + HOH HCO3– + OH—

· Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, подвергается гидролизу по катиону. Реакция среды кислая (pH < 7).

Первая ступень гидролиза:

Cu(NO3)2 + HOH CuOHNO3 + HNO3 Cu2+ + HOH CuOH+ + H+

· Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по катиону и аниону. Характер среды определяется константами диссоциации образовавшихся слабых электролитов.

CH3COONH4 + HOH CH3COOH + NH4OH

CH3COO— + NH4+ + HOH CH3COOH + NH4OH

· При совместном гидролизе двух солей образуются слабое основание и слабая кислота: 2FeCl3 + 3Na2S +6H2O = 2Fe(OH)3 ¯ + 3H2S­ + 6NaCl

2Fe3+ + 2S2— + 6H2O = 2Fe(OH)3 ¯ + 3H2S­

· Соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу

не подвергается, реакция среды нейтральная: KNO3 + HOH ¹

Ионы K+ и NO3— не образуют с водой слабодиссоциирующих продуктов (KOH и HNO3 – сильные электролиты).

 

Задания к подразделу 3.3

 

Задания 201-220. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций гидролиза солей, укажите значения рН растворов этих солей (больше или меньше семи).

 

201.NaNO2, Cu(NO3)2 211.Na2HPO4, Mg(NO3)2
202.AlCl3, NaHCO3 212.Al2 (SO4)3, Na2SeO3
203.Na3PO4, ZnCl2 213.CuSO4, K3PO4
204.FeCl2, K2S 214.Na2SO3, Fe2 (SO4)3
205.K2SO3, ZnSO4 215.NaCN, FeSO4
206.NH4Cl, KClO 216.Ba(CH3COO)2, CoSO4
207.Na2Se, MnCl2 217.NiSO4, NaF
208.ZnSO4, BaS 218.Pb(NO3)2, Ba(NO2)2
209.Ni (NO3)2, KNO2 219.Cr2(SO4)3, Na CH3COO
210.NH4Br, Na2S 220.KHS, MgSO4

 

Задания 221-240. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций совместного гидролиза предложенных солей.

 

221.Fe2(SO4)3 + Na2CO3 231.CrCl3 + K2S
222.Na2S + Al2 (SO4)3 232.Na2CO3 + Cr (NO3)3
223.NH4Cl + Na2SiO3 233.K2SiO3 + Bi (NO3)3
224.Cr2 (SO4)3 + K2S. 234.Na2SO3 + CrCl3
225.K2CO3 + Bi (NO3)3 235.NH4NO3 + Na2SiO3
226.Na2S + AlCl3 236.AlCl3 + Na2SO3
227.BeSO4 + K2S 237.K2SO3 + CrCl3
228.Cr2 (SO4)3 + Na2SO3 238.Na2S + Al2 (SO4)3
229.K2SO3 + AlBr3 239.Fe (NO3)3 + K2CO3
230.Bi (NO3)3 + Na2CO3 240.Al2 (SO4)3 + Na2CO3

 

 



12345678910




Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.