Сильные и слабые электролиты — степень диссоциации. Сильный или слабый электролит hf


Сильные и слабые электролиты - степень диссоциации

Электролиты — вещества, расплавы или растворы которых могут проводить электрический ток.

Неэлектролиты — вещества, расплавы или растворы которых не могут проводить электрический ток.

Диссоциация и степень диссоциации

Диссоциация — это распад соединений на ионы.

Степень диссоциации (α) — это отношения числа продиссоциировавших, то есть распавшихся на ионы молекул к их общему числу растворенных молекул.

Формула:

Стрелкой → обозначают распад соединений на ионы.

Стрелкой ← обозначают обратный процесс.

Сильные электролиты

Сильные электролиты — это вещества, которые при растворении в воде почти полностью диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации ставят знак равенства (=) для сильных электролитов.

К сильным электролитам относятся:

  • Многие неорганические кислоты, такие как: h3SO4, HNO3, HClO3, HMnO4, HClO4, HBr, HCl, HI.
  • Основания щелочноземельных (Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2) и щелочных (KOH, NaOH, LiOH) металлов.
  • Растворимые соли.
Слабые электролиты

Слабые электролиты — это такие вещества, которые только частично диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации ставят знак обратимости (⇄) для слабых электролитов.

К слабым электролитам относятся:

  • Вода и практически все органические кислоты.
  • Некоторые неорганические кислоты: h4PO4, h3SiO3, h3S, h4PO4, HNO2, h3CO3.
  • Нерастворимые гидроксиды металлов: Zn(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2.

Сильные и слабые электролиты

Как различить сильные и слабые электролиты? Сильные электролиты в растворах почти полностью диссоциированы. К данной группе в большой степени относятся соли, сильные кислоты и щелочи. Слабые электролиты включают слабые основания и кислоты, а также некоторые соли, цианид ртути (II), хлорид ртути (II), иодид кадмия и роданид железа (II).

Степень диссоциации, сильные и слабые электролиты — видео

pristor.ru

Образование слабого электролита

Малодиссоциирующие и малорастворимые вещества в ионно-молекулярных уравнениях записываются в молекулярном виде. Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав только продуктов реакции, протекают, как правило, необратимо, т.е. до конца.

Слабые электролиты— химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах не полностью диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.

Слабыми электролитами являются:

почти все органические кислоты и вода;

некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO2, HNO2, HCN, h3S, HBrO, h4PO4, h3CO3, h3SiO3, h3SO3и др.;

некоторые нерастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)3, Zn(OH)2и др.; а также гидрат аммиака Nh5OH.

Реакции с образованием слабого электролита:

а) Воды: 2NaOH + h3SO4= h3O + Na2SO4- молекулярное уравнение реакции,

2Na+ + 2OH- + 2H+ +SO= 2h3O + 2Na+ + SO

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

OH-+ H+= h3O - краткая форма уравнения реакции.

Реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием сводится к взаимодействию ионов водорода с гидроксид-ионами.

б) Слабой кислоты:

2NaNO2 + h3SO4 = 2HNO2 + Na2SO4

- молекулярное уравнение реакции,

2Na+ + 2NO2- + 2H+ + SO= 2HNO2 + 2Na+ + SO

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

H++ NO2-= HNO2- краткая форма уравнения реакции.

Сильные кислоты вытесняют слабые кислоты из их солей.

в) Слабого основания:

Nh5Cl + NaOH = Nh5OH + NaCl

- молекулярное уравнение реакции,

Nh5+ + Cl-+ Na+ + OH-= Nh5OH + Na++ Cl-

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

Nh5++ OH-= Nh5OH - краткая форма уравнения реакции.

Сильные основания вытесняют слабые основания из их солей.

Примеры реакций, протекающих практически необратимо с образованием слабых электролитов:

а) HCl + NaOH = NaCl + h3O - молекулярное уравнение,

H+ + Cl- + Na+ + OH- = Na+ + Cl- + h3O - полное ионно-молекулярное уравнение,

H+ + OH- = h3O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,

б) NaF + HCl = NaCl + HF,

F- + H+ = HF - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,

в) Nh5Cl + NaOH = Nh5OH + NaCl,

Nh5+ + OH- = Nh5OH - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,

Таким образом, сильные кислоты (основания) вытесняют слабые кислоты (основания) из растворов их солей.

Примеры обратимых реакций, равновесие которых смещено вправо:

HF + NaOH  NaF + h3O,

HF + OH-  F- + h3O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Вода более слабый электролит, чем HF: Kд(h3O) = 1,8·10-16 ; Kд(HF) = 6,6·10-4 , поэтому равновесие обратимого процесса смещено в сторону образования h3O.

Nh4·h3O + HCl  Nh5Cl + h3O,

Nh4·h3O + H+  Nh5+ + h3O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

Kд(Nh4·h3O) = 1,78·10-5 ; Kд(h3O) = 1,8·10-16

HF + Nh4·h3O  Nh5F + h3O,

HF + Nh5OH  Nh5+ + F- + h3O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

Реакции нейтрализации слабых кислот (оснований) сильными основаниями (кислотами) или слабых кислот слабыми основаниями не доходят до конца (т.е. точка эквивалентности находится, соответственно, в основной или кислой области значений рН).

AgCl + NaI  NaCl + AgI ,

AgCl + I-  Cl- + Ag - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

ПР(AgCl) = 1,78· 10-10;

ПР(AgI) = 8,3· 10-17

ПР(AgI) меньше ПР(AgCl), равновесие обратимого процесса смещено в сторону образования AgI.

MnS + 2HCl  h3S­ + MnCl2 ,

MnS + 2H+  h3S­ + Mn2+ - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

Be(OH)2 + 2KOH  K2[Be(OH)4],

Be(OH)2 + 2OH-  [Be(OH)4]2- - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

studfiles.net

Сильные и слабые электролиты.



Обратная связь

ПОЗНАВАТЕЛЬНОЕ

Сила воли ведет к действию, а позитивные действия формируют позитивное отношение

Как определить диапазон голоса - ваш вокал

Как цель узнает о ваших желаниях прежде, чем вы начнете действовать. Как компании прогнозируют привычки и манипулируют ими

Целительная привычка

Как самому избавиться от обидчивости

Противоречивые взгляды на качества, присущие мужчинам

Тренинг уверенности в себе

Вкуснейший "Салат из свеклы с чесноком"

Натюрморт и его изобразительные возможности

Применение, как принимать мумие? Мумие для волос, лица, при переломах, при кровотечении и т.д.

Как научиться брать на себя ответственность

Зачем нужны границы в отношениях с детьми?

Световозвращающие элементы на детской одежде

Как победить свой возраст? Восемь уникальных способов, которые помогут достичь долголетия

Как слышать голос Бога

Классификация ожирения по ИМТ (ВОЗ)

Глава 3. Завет мужчины с женщиной

Оси и плоскости тела человека - Тело человека состоит из определенных топографических частей и участков, в которых расположены органы, мышцы, сосуды, нервы и т.д.

Отёска стен и прирубка косяков - Когда на доме не достаёт окон и дверей, красивое высокое крыльцо ещё только в воображении, приходится подниматься с улицы в дом по трапу.

Дифференциальные уравнения второго порядка (модель рынка с прогнозируемыми ценами) - В простых моделях рынка спрос и предложение обычно полагают зависящими только от текущей цены на товар.

Соли, их свойства, гидролиз

 

Автор работы:

Ученица 8 класс Б школы № 182

Петрова Полина

Учитель химии:

Харина Екатерина Алексеевна

 

МОСКВА 2009

В быту мы привыкли иметь дело лишь с одной солью – поваренной, т.е. хлоридом натрия NaCl. Однако в химии солями называют целый класс соединений. Соли можно рассматривать как продукты замещения водорода в кислоте на металл. Поваренную соль, например, можно получить из соляной кислоты по реакции замещения:

2Na + 2HCl = 2NaCl + h3.

кислота соль

Если вместо натрия взять алюминий, образуется другая соль – хлорид алюминия:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3h3

Соли – это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков. Они являются продуктами полного или частичного замещения водорода в кислоте на металл или гидроксильной группы в основании на кислотный остаток. Например, если в серной кислоте h3SO4 заместить на калий один атом водорода, получим соль KHSO4, а если два – K2SO4.

Различают несколько типов солей.

Типы солей Определение Примеры солей
  Средние   Продукт полного замещения водорода кислоты на металл. Ни атомов Н, ни ОН-групп не содержат.   Na2SO4 сульфат натрия CuCl2 хлорид меди (II) Ca3(PO4)2 фосфат кальция Na2CO3 карбонат натрия (кальцинированная сода)  
  Кислые   Продукт неполного замещения водорода кислоты на металл. Содержат в своем составе атомы водорода. (Они образованны только многоосновными кислотами)     CaHPO4 гидрофосфат кальция Ca(h3PO4)2 дигидрофосфат кальция NaHCO3 гидрокарбонат натрия (питьевая сода)
  Основные   Продукт неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Включают ОН-группы. (Образованны только многокислотными основаниями)   Cu(OH)Cl гидроксохлорид меди (II) Ca5(PO4)3(OH) гидроксофосфат кальция (CuOH)2CO3 гидроксокарбонат меди (II) (малахит)  
  Смешанные     Соли двух кислот   Ca(OCl)Cl – хлорная известь
    Двойные     Соли двух металлов     K2NaPO4 – ортофосфат дикалия-натрия  
  Кристаллогидраты   Содержат кристаллизационную воду. При нагревании они обезвоживаются – теряют воду, превращаясь в безводную соль.     CuSO4. 5h3O – пятиводный сульфат меди(II) (медный купорос) Na2CO3 . 10h3O – десятиводный карбонат натрия (сода)

Способы получения солей.

1. Соли можно получить, действуя кислотами на металлы, основные оксиды и основания:

Zn + 2HCl ZnCl2 + h3

хлорид цинка

t

3h3SO4 + Fe2O3 Fe2(SO4)3 + 3h3O

сульфатжелеза (III)

3HNO3 + Cr(OH)3 Cr(NO3)3 + 3h3O

нитрат хрома (III)

2. Соли образуются при реакции кислотных оксидов со щелочами, а также кислотных оксидов с основными оксидами:

N2O5 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + h3O

нитраткальция

t

SiO2 + CaO CaSiO3

силикат кальция

3. Соли можно получить при взаимодействии солей с кислотами, щелочами, металлами, нелетучими кислотными оксидами и другими солями. Такие реакции протекают при условии выделения газа, выпадения осадка, выделения оксида более слабой кислоты или выделения летучего оксида.

t

Ca3(PO4)2 + 3h3SO4 3CaSO4 + 2h4PO4

ортофосфаткальциясульфаткальция

 

Fe2(SO4)3 + 6NaOH 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4

сульфатжелеза(III) сульфатнатрия

CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu

сульфат меди (II) сульфат железа (II)

t

CaCO3 + SiO2 CaSiO3 + CO2

карбонат кальция силикат кальция

 

Al2(SO4)3 + 3BaCl2 3BaSO4 + 2AlCl3

сульфат хлорид сульфат хлорид

алюминия бария бария алюминия

4. Соли бескислородных кислот образуются при взаимодействии металлов с неметаллами:

горение

2Fe + 3Cl2 2FeCl3

хлорид железа (III)

 

Физические свойства.

 

Соли – твердые вещества различного цвета. Растворимость в воде их различна. Растворимы все соли азотной и уксусной кислот, а также соли натрия и калия. О растворимости в воде других солей можно узнать из таблицы растворимости.

 

Химические свойства.

 

1) Соли реагируют с металлами.

Так как эти реакции протекают в водных растворах, то для опытов нельзя применять Li, Na, K, Ca, Ba и другие активные металлы, которые при обычных условиях реагируют с водой, либо проводить реакции в расплаве.

CuSO4 + Zn ZnSO4 + Cu

Pb(NO3)2 + Zn Zn(NO3)2 + Pb

2) Соли реагируют с кислотами. Эти реакции протекают, когда более сильная кислота вытесняет более слабую, при этом выделяется газ или выпадает осадок.

При проведении этих реакций обычно берут сухую соль и действуют концентрированной кислотой.

BaCl2 + h3SO4 BaSO4 + 2HCl

Na2SiO3 + 2HCl 2NaCl + h3SiO3

3) Соли реагируют со щелочами в водных растворах.

Это способ получения нерастворимых оснований и щелочей.

FeCl3(p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH)3 + 3NaCl

CuSO4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na2SO4 + Cu(OH)2

Na2SO4 + Ba(OH)2 BaSO4 + 2NaOH

4) Соли реагируют с солями.

Реакции протекают в растворах и используются для получения практически нерастворимых солей.

AgNO3 + KBr AgBr + KNO3

CaCl2 + Na2CO3 CaCO3 + 2NaCl

5) Некоторые соли при нагревании разлагаются.

Характерным примером такой реакции является обжиг известняка, основной составной частью которого является карбонат кальция:

t

CaCO3 CaO + CO2 карбонат кальция

1. Некоторые соли способны кристаллизироваться с образованием кристаллогидратов.

Сульфат меди (II) CuSO4 – кристаллическое вещество белого цвета. При его растворении в воде происходит разогревание и образуется раствор голубого цвета. Выделение теплоты и изменение цвета – это признаки химической реакции. При выпаривании раствора выделяется кристаллогидрат CuSO4. 5h3O (медный купорос) . Образование этого вещества свидетельствует о том, что сульфат меди (II) реагирует с водой:

CuSO4 + 5h3O CuSO4. 5h3O + Q

белого цвета сине-голубого цвета

Применение солей.

Большинство солей широко используется в промышленности и в быту. Например, хлорид натрия NaCl, или поваренная соль, незаменим в приготовлении пищи. В промышленности хлорид натрия используется для получения гидроксида натрия, соды NaHCO3, хлора, натрия. Соли азотной и ортофосфорной кислот в основном являются минеральными удобрениями. Например, нитрат калия KNO3 – калийная селитра. Она также входит в состав пороха и других пиротехнических смесей. Соли применяются для получения металлов, кислот, в производстве стекла. Многие средства защиты растений от болезней, вредителей, некоторые лекарственные вещества также относятся к классу солей. Перманганат калия KMnO4 часто называют марганцовкой. В качестве строительного материала используются известняки и гипс – CaSO4. 2h3O, который также применяется в медицине.

 

 

Растворы и растворимость.

Как уже указывалось ранее, растворимость является важным свойством солей. Растворимость - способность вещества образовывать с другим веществом однородную, устойчивую систему переменного состава, состоящую из двух или большего числа компонентов.

Растворы – это однородные системы, состоящие из молекул растворителя и частиц растворенного вещества.

Так, например, раствор поваренной соли состоит из растворителя – воды, растворенного вещества – ионов Na+ ,Cl-.

Ионы (от греч. ión - идущий), электрически заряженные частицы, образующиеся при потере или присоединении электронов (или других заряженных частиц) атомами или группами атомов. Понятие и термин «ион» ввёл в 1834 М. Фарадей, который, изучая действие электрического тока на водные растворы кислот, щелочей и солей, предположил, что электропроводность таких растворов обусловлена движением ионов. Положительно заряженные ионы, движущиеся в растворе к отрицательному полюсу (катоду), Фарадей назвал катионами, а отрицательно заряженные, движущиеся к положительному полюсу (аноду), - анионами.

По степени растворимости в воде вещества делятся на три группы:

1) Хорошо растворимые;

2) Малорастворимые;

3) Практически нерастворимые.

Многие соли хорошо растворимы в воде. При решении вопроса о растворимости в воде других солей придется пользоваться таблицей растворимости.

Хорошо известно, что одни вещества в растворенном или расплавленном виде проводят электрический ток, другие в тех же условиях ток не проводят.

Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и поэтому проводящие электрический ток, называют электролитами.

Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.

К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли. Сами электролиты электрический ток не проводят. В растворах и расплавах они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток.

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией. Ее содержание сводится к трем следующим положениям:

1) Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные.

2) Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду и называются – катионы, а отрицательно заряженные ионы движутся к аноду и называются – анионами.

3) Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциацией) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

 

KCl K++Cl-

обратимость

Сильные и слабые электролиты.

Для количественной характеристики способности электролита распадаться на ионы введено понятие степени диссоциации (α), т. Е.Отношения числа молекул, распавшихся на ионы, кобщему числу молекул. Например, α = 1 говорит о том, что электролит полностью распался на ионы, а α = 0,2 означает, что продиссоциировала лишь каждая пятая из его молекул. При разбавлении концентрированного раствора, а также при нагревании его электропроводность повышается, так как возрастает степень диссоциации.

В зависимости от величины α электролиты условно делятся на сильные (диссоциируют практически нацело, (α 0,95) средней силы (0,95

Сильными электролитами являются многие минеральные кислоты (HCl, HBr, HI, h3SO4, HNO3 и др.), щелочи (NaOH, KOH, Ca(OH)2 и др.), почти все соли. К слабым принадлежат растворы некоторых минеральных кислот (h3S, h3SO3, h3CO3, HCN, HClO), многие органические кислоты (например, уксусная Ch4COOH), водный раствор аммиака (Nh4. 2O), вода, некоторые соли ртути (HgCl2). К электролитам средней силы часто относят плавиковую HF, ортофосфорную h4PO4 и азотистую HNO2 кислоты.

Гидролиз солей.

Термин « гидролиз » произошел от греческих слов hidor (вода) и lysis (разложение). Под гидролизом обычно понимают обменную реакцию между веществом и водой. Гидролитические процессы чрезвычайно распространены в окружающей нас природе (как живой, так и неживой), а также широко используются человеком в современных производственных и бытовых технологиях.

Гидролизом соли называется реакция взаимодействия ионов, входящих в состав соли, с водой, которая приводит к образованию слабого электролита и сопровождается изменением среды раствора.

 

 

Гидролизу подвергаются три типа солей:

а) соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (CuCl2, Nh5Cl, Fe2(SO4)3 — протекает гидролиз по катиону)

Nh5+ + h3O Nh4 + h4O+

Nh5Cl + h3O Nh4.h3O + HCl

Реакция среды – кислая.

б) соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (К2CO3, Na2S — протекает гидролиз по аниону)

SiO32- + 2h3O h3SiO3 + 2OH-

K2SiO3 +2h3O h3SiO3 +2KOH

Реакция среды – щелочная.

в) соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (Nh5)2CO3, Fe2(CO3)3 – протекает гидролиз по катиону и по аниону.

2Nh5+ + CO32- + 2h3O 2Nh4 . h3O + h3CO3

(Nh5)2CO3 + h3O 2Nh4 . h3O + h3CO3

Часто реакция среды – нейтральная.

г) соли образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, Ba(NO3)2) гидролизу не подвержены.

В ряде случаев гидролиз протекает необратимо (как говорят, идет до конца). Так при смешении растворов карбоната натрия и сульфата меди выпадает голубой осадок гидратированной основной соли, которая при нагревании теряет часть кристаллизационной воды и приобретает зеленый цвет – превращается в безводный основный карбонат меди – малахит:

2CuSO4 + 2Na2CO3 + h3O (CuOH)2CO3 + 2Na2SO4 + CO2

При смешении растворов сульфида натрия и хлорида алюминия гидролиз также идет до конца:

2AlCl3 + 3Na2S + 6h3O 2Al(OH)3 + 3h3S + 6NaCl

Поэтому Al2S3 нельзя выделить из водного раствора. Эту соль получают из простых веществ:

2Al + 3S Al2S3.

megapredmet.ru

как определить сильный или слабый электролит?

Растворимость - способность растворяться, а сила электролита - способность распадаться на ионы. Это не одно и тоже. например, уксусная кислота растворяется в воде превосходно, но это - слабый электролит, а нерастворимый СаСО3 - сильный (в его растворе только ионы) . К СИЛЬНЫМ электролитам относятся вещества, состоящие из ионов: соли и щёлочи. К ним относятся некоторые кислоты, формулы которых нужно ЗАПОМНИТЬ: соляная, серная, азотная и некоторые другие (смотри учебник)

Надо знать растворимость соединения, степень диссоциации. Если хорошо растворим - то сильный. Также важен суммарный заряд ионов ( по модулю) , чем больше, тем лучше.

Коэффициент диссоциации= 100 --сильный электролит. меньше 100 --слабый.

Сильные кислоты с более высокой степенью окисления неметаллов, которые в основе их образования\. Напр. СЕРА-СЕРНАЯ-СИЛЬНАЯ. Соли-ВСЕ РАСВОРИМЫЕ. Основания: 1,2 группа (Са малораст) Сильные-СИЛЬНО ДИССОЦИИРУЮТ-РАСПАДАЮТСЯ НА ИОНЫ под действием воды.

touch.otvet.mail.ru

Сильные и слабые электролиты. Гидролизом называется химическое взаимодействие солей с водой

Сильные электролиты Слабые электролиты
1. Кислоты
h3SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HМnO4, HСlO3, HСlO4 Почти все органические кислоты, h3CO3, h3S, HClO, h4РO4, HCN, HNO2, h3SO3, h4BO3, Ch4COOH, HF
2. Основания
Основания щелочных и щелочноземельных металлов Малорастворимые основания, а также Nh5OH
3. Соли
Почти все растворимые соли Нерастворимые в воде соли, а также CdI2, HgCl2, Hg(CN)2, Fe(NCS)3
4. Другие соединения
  h3O

Гидролизом называется химическое взаимодействие солей с водой, приводящее к образованию слабого электролита. В результате этого взаимодействия нарушается равновесие между ионами [H+] и [OH-] и среда становится или кислой или щелочной.

Гидролизу подвергаются соли, образованные катионами слабых оснований или (и) анионами слабых кислот.

1. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой:

Э+ + НОН ЭОН + Н+ реакция среды кислая, рН < 7.

2. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой:

А- + НОН НА + ОН- реакция среды кислая, рН > 7.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой:

Э+ + А- + НОН ЭОН + НА реакция среды близкая к нейтральной.

Соли сильных кислот и сильных оснований в воде не гидролизуются, рН = 7.

Соли многоосновных кислот гидролизируются в основном по первой ступени. То же можно сказать о солях многокислотных оснований.

Необратимый гидролиз характерен для солей слабых малорастворимых оснований и слабых летучих кислот: такие соли не существуют в водных растворах; например, Fe2S3, Cr2(CO3)3.

Пример 1. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между:

а) BaCl2 и Na2SO4; б) Na2SO3 и HCl; в) h3SO4 и NaOH.

Решение. Обменные реакции между электролитами являются практически необратимыми и идут до конца в случае образования малорастворимых, малодиссоциирующих или газообразных соединений. При составлении ионно-молекулярных уравнений реакций надо помнить, что малорастворимые, малодиссоциирующие и газообразные вещества записываются в виде молекул, а сильные электролиты в виде тех ионов, на которые они диссоциируют.

Запишем уравнение взаимодействия указанных веществ в молекулярной форме:

а) BaCl2+Na2SO4=BaSO4+2NaCl

б) Na2SO3+2HCl=2NaCl+SO2↑+h3O

в) h3SO4 + NaOH=Na2SO4+2h3O

Отметим, что взаимодействие этих веществ возможно, ибо в результате происходит связывание ионов с образованием слабого электролита (Н2О), осадок (ВаSO4), газа (SO2).

Запишем уравнения в ионно-молекулярной форме:

а) Ba2+ +2Cl- + 2Na+ +SO42-=BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl-

б) 2Na+ +SO32-+2H++ 2Cl- = 2Na+ + 2Cl- + SO2↑+h3O

в) 2H+ + SO42- + 2Na+ +2OH- = 2Na+ + SO42- +2h3O

Исключив из правой и левой частей одинаковые количества одноименных ионов (они подчеркнуты), получим уравнения в сокращенной ионно-молекулярной форме: малодиссоциирующих или газообразных соединений. При составлении ионно-молекулярных уравнений реакций надо помнить, что малорастворимые, малодиссоциирующие и газообразные вещества записываются в виде молекул, а сильные электролиты в виде тех ионов, на которые они диссоциируют.

 

а) Ba2+ +SO42-=BaSO4↓

б) SO32-+2H+ = SO2↑+h3O

в) 2H+ + 2OH- = 2h3O

H+ +OH- = h3O

Пример 2. Укажите, какие из приведенных солей: а) K2SO4, б) CrCl3, в)K2SO3, г)Cr2S3 подвергаются гидролизу. Напишите уравнения гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной формах (где возможно и нужно по ступеням), укажите характер среды, рН.

Решение: а) K2SO4 – сульфат калия. Соль образована сильной кислотой h3SO4 и сильным основанием КОН. Не гидролизуется. Реакция среды нейтральная, рН = 7.

б) CrCl3 – хлорид хрома (III). Соль образована сильной кислотой HCl и слабым основанием Cr(OH)3. Гидролиз протекает по катиону в три ступени:

I ступень Cr3+ + h3O CrOh3+ + H+

Cr3+ + 3Cl- + h3O CrOh3+ + H+ +3Cl-

CrCl3 + h3O Cr(OH)Cl2 + HCl

II ступень CrOh3+ + h3O Cr(OH)2+ + H+

CrOh3+ + 2Cl- + h3O Cr(OH)2+ + H+ + 2Cl-

Cr(OH)Cl2 + h3O Cr(OH)2Cl + HCl

III ступень Cr(OH)2+ + h3O Cr(OH)3 + H+

Cr(OH)2+ + Cl- + h3O Cr(OH)3 + H+ + Cl-

Cr(OH)2Cl + h3O Cr(OH)3 + HCl

В растворе образуется избыток ионов водорода, т.е. реакция среды кислая, рН< 7. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени.

в)K2SO3 – сульфит калия. Соль образована сильным основанием КОН и слабой двухосновной кислотой h3SO3. Соль гидролизуется по аниону. Гидролиз протекает ступенчато, но в обычных условиях ограничивается I ступенью.

I ступень SO32- + h3O HSO3- + OH-

2K+ + SO32- + h3O HSO3- + 2K+ + OH-

K2SO3 + h3O KHSO3 + KOH

II cтупень HSO3- + h3O h3SO3 + OH-

K+ + HSO3- + h3O h3SO3 + K+ + OH-

KHSO3 + h3O h3SO3 + KOH

В результате гидролиза в растворе увеличивается содержание гидроксидов – ионов, следовательно, реакция среды щелочная, рН> 7.

г)Cr2S3 – сульфид хрома (III). Соль образована слабым основанием Cr(OH)3 и слабой кислотой h3S. Гидролиз происходит по катиону и по аниону. Примем во внимание, что если кислота и основание, образующие соль, не только слабые электролиты, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то гидролиз соли протекает необратимо. Следовательно, соль Cr2S3 гидролизуется необратимо и полностью:

Cr2S3 + 6h3O = 2Cr(OH)3 + 3h3S

2Cr3+ + 3S2- + 6h3O = Cr(OH)3 + 3h3S

Контрольные задания:

121. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) NaHCO3 и NaOH; б) K2SiO3 и HCl; в) BaCl2 и Na2SO4.

122. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) K2S и HCl; б) FeSO4 и (Nh5)2S; в) Cr(OH)3 и KOH.

123. Составьте по три молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:

а)

б)

124. Какие из веществ – Al(OH)3; h3SO4; Ba(OH)2 – взаимодействуют с гидроксидом калия? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.

125. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) KHCO3 и h3SO4; б) Zn(OH)2 и NaOH; в) CaCl2 и AgNO3.

126.Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) CuSO4 и h3S; б) BaCO3 и HNO3; в) FeCl3 и KOH.

127.Составьте по три молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:

а)

б)

128.Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Sn(OH)2 и HCl; б) BeSO4 и KOH; в) Nh5Cl и Ba(OH)2.

129.Какие из веществ KHCO3, Ch4COOH, NiSO4, Na2S – взаимодействуют с раствором серной кислоты? Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения этих реакций.

130.Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) AgNO3 и K2CrO4; б) Pb(NO3)2 и KI; в) CdSO4 и Na2S.

131.Какие из солей - Al2(SO4)3, K2S, Pb(NO3)2, KCl – подвергается гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение (7 < pH < 7) имеют растворы этих солей?

132.При смешивании FeCl3 и Na2CO3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Выразите этот совместный гидролиз ионно-молекулярным и молекулярным уравнениями.

133.К раствору Na2CO3 добавили следующие вещества: а) HCl; б) NaOH; в) Cu(NO3)2; г) K2S. В каких случаях гидролиз карбоната натрия усилиться? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

134.Какое значение pH (7 < pH < 7) имеют растворы солей Na2S, AlCl3, NiSO4? Составьте ионно-молекулярные уравнения и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

135.Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения солей Pb(NO3)2, Na2CO3, Fe2(SO4)3. Какое значение pH (7 < pH < 7) имеют растворы этих солей?

136.Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Ch4COOK, ZnSO4, Al(NO3)3. Какое значение pH (7 < pH < 7) имеют растворы этих солей?

137.Какое значение pH (7 < pH < 7) имеют растворы солей Na3PO4, K2S, CuSO4?Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

138.Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CuCl2, Cs2CO3, Cr(NO3)3. Какое значение pH (7 < pH < 7) имеют растворы этих солей?

139.Какие из солей – RbCl, Cr2(SO4)3, Ni(NO3)2, Na2SO3 – подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение pH (7 < pH < 7) имеют растворы этих солей?

140.Какая из солей – NaBr, Na2S, K2CO3, CoCl2 – подвергается гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Определите pH (7 < pH < 7) растворов этих солей?

megaobuchalka.ru

Сильные и слабые электролиты (1)

Сильные и слабые электролиты

Практически все соли являются сильными электролитами. Уравнения диссоциации кислых и основных солей записываются :

NaHCO3 →Na+ +HCO3- (диссоциация практически полная →)

HCO3- ↔ H+ + CO3- (процесс диссоциации обратимый ↔)

AlOHCl2 → AlOh3+ +2Cl-

AlOh3+↔Al3+ + OH-

К сильным кислотам относятся:

из бескислородных: HCl, HBr,HI;

из кислородсодержащих такие, в которых элемент находится в высоких степенях окисления: +7,+ 6, азотная и хлорноватая (+5).

Сильные основания образуют щелочные и щелочноземельные металлы.

Константы диссоциации кислот (298,15 K )

Название Формула К1  К2  К3

азотистая HNO2 6,9•10 – 4

азотная HNO3 4,36•10

бромная HBrO4 ~10 8

бромноватая HBrO3 2,0•10 – 1

бромноватистая HBrO 2,2•10 – 9

бромоводородная HBr 1•10 9

вода h3O 1,8•10 – 16–32 (выч.)

иодоводородная HI 1• 10 11

кремневая h5SiO4 1,3•10 – 10 1,6•10 – 12 2,0•10 – 14

марганцовая HMnO4 ~10 8

пероксид водорода h3O2 2,0•10 – 12

серная h3SO4 1•10 3 1,15•10 – 2

сернистая h3SО3 1,4•10 – 2 6,2•10 – 8

сероводородная h3S 1,0•10 – 7 2,5•10 – 13

угольнаяh3CO3 4,4•10 – 7 5,6•10 – 11

уксусная Ch4COOH 1,74•10 – 5

фосфорная (орто) h4PO4 7,1•10 – 3 6,2•10 – 8 5,0•10 – 13

фтороводородная HF 6,8•10 – 4

хлористая HClO2 1,1•10 –2

хлорная HClO4 ~10 8

хлорноватая HClO3 ~10 3

хлорноватистая HClO 2,95•10 – 8

хлоруксусная Ch3ClCOOH 1,6•10 – 3

хлороводородная HCl 10 7

хромовая h3CrO4 1,6•10 – 1 3,2 •10 – 7

цианистоводородная HCN 5,0•10 – 10

щавелевая h3C2O4 3,8•10 – 2 4,9•10 – 5

Константы диссоциации оснований ( 298,15 K )

Формула К1  К2  К3

LiOH 6,8•10 – 1

NaOH 5,9

Nh5 OH 1,76•10 – 5

Ba(OH)2 2,3•10 – 1

Be(OH)2 5,0•10 – 11

Fe(OH)2 1,3•10 – 4

Ca(OH)2 4,0•10 – 2

Co(OH)2  4,0•10 – 5

Mg(OH)2  2,5•10 – 3

Cu(OH)2  3,4•10 – 7

Pb(OH)2  9,6•10 – 4 3,0•10 – 8

Sr(OH)2  1,5•10 – 1

Zn(OH)2 4,0•10 – 5

Al(OH)3  1,4•10 – 9

Fe(OH)3 1,8•10 – 11 1,35•10 – 12

Cr(OH)3  1,0•10 – 10

Гидролиз

Гидролиз - обратимая реакция аниона слабой кислоты или катиона слабого (Nh5OH ) или малорастворимого основания с водой.

Слабые кислоты и основания, как слабые электролиты, находятся в растворе, преимущественно, в недиссоциированном состоянии. Поэтому при гидролизе равновесие реакции в значительной степени смещено вправо, т.е. сторону образования продуктов гидролиза.

Например, при растворении в воде соли KCN, образующиеся при диссоциации ионы CN- , сразу взаимодействуют с водой:

CN– + h3O ↔ HCN + OH–

Ионы OH– способствуют образованию щелочной среды.

Гидролиз усиливается при разбавлении раствора, повышении температуры и нейтрализации среды, образующейся в этом процессе

Характер среды в растворе при гидролизе определяется природой находящихся в нём катионов и анионов:

-при гидролизе солей сильного основания и слабой кислоты (гидролиз по аниону) образуется щелочная среда (pH>7). Пример см. выше

-при гидролизе солей слабого или нерастворимого основания и сильной кислоты (гидролиз по катиону) образуется кислая среда (pH

Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42- (диссоциация соли в воде)

Al3+ +h3O ↔ AlOh3+ + H+ (уравнение гидролиза по первой ступени)

Теоретически гидролиз данной соли трёхступенчатый, реально заметно протекает лишь первая ступень и уравнение гидролиза:

Al2(SO4)3+6h3O ↔ 2Al(OH)3 + 3Н2SO4 является очень грубой, но, к сожалению, типичной ошибкой!

Молекулярное уравнение гидролиза соли : Al2(SO4)3+2h3O ↔ 2AlOHSO4 + Н2SO4

-при гидролизе солей, образованных слабым или нерастворимым основанием и слабой кислотой (гидролиз по катиону и аниону) характер среды зависит от конкретных значений констант диссоциации кислоты и основания. При этом, обычно, образуются основание и кислота, которыми была образована данная соль. Пример:

Al2(CO3)3 + 6h3O= 2Al(OH)3 + 3h3CO3( распадается на два оксида)

Это, так называемый, полный гидролиз, который также наблюдается в результате добавления к раствору соли, гидролизующейся по катиону (кислая среда) растворов солей, гидролизующихся по аниону (щелочная среда). Нейтрализация Н+ и ОН- приводит к взаимному усилению реакций гидролиза .

Взаимное усиление гидролиза в растворе(указаны продукты без коэффициентов) :

Na2SO3+AlBr3+h3O Al(OH)3+SO2+NaBr

Na2CO3+FeCl3+h3O Fe(OH)3+CO2+NаСl

Ниже приведены схемы (без коэффициентов) полного гидролиза некоторых соединений.

PBr3+h3Oh4PO3+HBr

Li3N+h3OLiOH+Nh4

Ca3P2+h3OCa(OH)2+Ph4

CaC2+h3O Ca(OH)2+C2h3

Al4C3+h3O Al(OH)3+Сh5

Mg2Si+h3O →Mg(OH)2+Sih5

Определите характер среды ( кислый, щелочной, нейтральный) водных растворов следующих солей: KBr, Zn(NO3)2,Na2CO3; FeCl3, Na2SO3,K2SO4; CuSO4, NaCl, Na2SiO3; Na2S, AlCl3, NaNO3

Напишите сокращённое ионные и молекулярные уравнения гидролиза по первой ступени.

На примере хлорида цинка:

1)соль при растворении в воде полностью диссоциирует на ионы по уравнению:

ZnCl2 →Zn2+ +2Cl-

2) Соль образована нерастворимым основанием и сильной кислотой, а значит идёт гидролиз по катиону :

Сокращённое ионное уравнение по первой ступени:

Zn2+ + h3O ↔ ZnOH+ +H+

Молекулярное уравнение по первой ступени:

ZnCl2 + h3O ↔ ZnOHCl +HCl

Вывод: В растворе накапливаются ионы H+ , следовательно среда кислая (рН

gigabaza.ru

Сильные и слабые электролиты

Все электролиты подразделяют на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью, а слабые - частично, то есть часть молекул остается в недисоциеваном состоянии. К сильным электролитам относят все

соли (за незначительным исключением), щелочи (гидроксиды щелочных элементов, а также бария, стронция и кальция) и некоторые кислоты (HCl, HBr, HI, HNO3, h3SO4 (розб.)). Другие электролиты относят к слабым.

 

Силу электролитов можно объяснить степенью йонности связи, подлежит разрыву при диссоциации. Поскольку в солях между ионами металлов и кислотных остатков связь ионный, то почти все соли относятся к сильным электролитам. Аналогичный подход справедлив и для кислот и оснований. Но если в основ полярность связи между атомом металла и гидроксильной группой определяется только электроотрицательностью атома металла, то для кислот полярность связи между атомами кислорода и водорода зависит от качественного и количественного состава кислотного остатка.

 

В кислот, не содержащих атомы кислорода общего состава НХ, сила кислот зависит от размера атома Х. Чем больше радиус атома, тем больше длина связи H - X, а следовательно, тем проще его разорвать и тем больше сила кислоты. Таким образом, в ряде галогеноводородами кислот с увеличением порядкового номера галогена сила кислоты увеличивается: плавиковая кислота является слабой, а иодоводородной кислота - сильной, т.е. сила кислот изменяется в ряду: HF <HCl <HBr <HI.

 

Силу оксигеновмисних кислот можно определить по формуле E (° Н) On. Яищо е <2 - кислота слабая, если n больше или равно 2 - сильная. Взаимосвязь силы кислоты с числом атомов кислорода, которые не входят в состав гидроксильных групп, можно объяснить следующим образом. Атом кислорода, как наиболее электроотрицательным, притягивает к себе общие электронные пары. В результате электронная плотность от атома кислорода в группе OH смещается в сторону кислототвирного элемента, и связь между атомами кислорода и водорода в гидроксильной группе становится более полярным.

worldofscience.ru