Правила составления уравнений диссоциации электролитов

1. При диссоциации сильных электролитов ставится знак « = » (равенства) или « ® » ( одна стрелочка). Этот знак обозначает полную диссоциацию.

2. При диссоциации слабых ( и средней силы) электролитов – знак « Û » (обратимости). Этот знак обозначает частичную диссоциацию.

Правила написания ионных уравнений

В ионных уравнениях на ионы расписываются:

1. сильные кислоты;

2. щелочи;

3. растворимые соли.

Сильные электролиты

Слабые электролиты

Основания: Са(OH)₂ = Ca²⁺ + 2OH^- Кислоты: HCl = H⁺+Cl^- Соли: Na₂CO₃=2Na⁺+CO₃²^- KH₂PO₄=K⁺+H₂PO₄^- анион слабой кислоты H₂PO₄^-ÛH⁺+HPO₄²^- HPO₄²^-ÛH⁺+PO₄³^- AlOHCl₂ÛAlOHCl₂ = AlOH²⁺+2Cl^- осадок растворимая катион слабого часть основания AlOH²⁺ÛAl³⁺+OH^-

Основания: Fe(OH)₂ ÛFeOH⁺ + OH^- 1 ступень FeOH⁺ÛFe²⁺+OH^- 2 ступень Кислоты: H₂CO₃ÛH⁺+HCO₃^- I ступень HCO₃^-ÛH⁺+CO₃²^- II ступень Амфотерные гидроксиды: 1.

Zn(OH)₂ÛZnOH⁺+OH^- по осн. ZnOH⁺ÛZn²⁺+OH^- типу 2. H₂ZnO₂ÛH⁺+HZnO₂^- по кисл. HZnO₂^-ÛH⁺+ZnO₂²^- типу Вода: H₂OÛH⁺+OH^-

КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ

Важнейшей характеристикой количественного содержания компонентов в системе является концентрация растворов.

Концентрацией растворовназывают определенное массовое (или объемное) содержание растворенного вещества в определенном массовом (или объемном) количестве растворителя или раствора.

Существуют несколько методов выражения концентрации растворов. Рассмотрим самые распространенные из них:

Методы выражения концентрации растворов	Обозначение и размерность применяемых величин
Массовая доля растворенного вещества – это отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора:	- массовая доля растворенного вещества, безразмерная величина
m_В- масса растворенного вещества, г
m_Р-РА - масса раствора, г
V - объем раствора, мл
ρ -плотность раствора, г/мл
Процентная концентрация:	С_% - процентная концентрация, %
m _В - масса растворенного вещества, г
m_Р-РА - масса раствора, г
Молярная концентрация, или молярность,– число молей растворенного вещества в 1 дм³ (1 литр) раствора:	С_М- молярная концентрация , или молярность; иногда обозначают М
- количество (число моль) растворенного вещества, моль
V - объем раствора, дм³ (л)
m_В- масса растворенного вещества, г
М_В- молярная масса растворенного вещества, г/моль

При решении задач необходимо обращать особое внимание на размерность применяемых величин и обязательно приводить их в соответствие друг другу. Поэтому при подстановке численных значений в формулы надо указывать размерность величин. Решение задач оформлять обязательнов соответствии с приведенными примерами (см. стр. 67 – 71).

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз– это процесс взаимодействия соли с водой, в результате которого происходит смещение ионного равновесия воды и изменение значения рН раствора. Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой основания и кислоты, образующих соль.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются. Их водные растворы нейтральны.

KNO₃+H₂O ¹; pH=7.

В гидролизе участвуют ионы слабого основания и/или слабой кислоты.

· Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием,например, NH₄Cl:

NH₄Cl = NH₄⁺+Cl^-

Гидролизу подвергается катион слабого основания NH₄⁺:

NH₄⁺ + HOH Û NH₄OH + H⁺ (ионы H⁺ в избытке).

Молекулярное уравнение:

NH₄Cl + H₂O Û NH₄OH + HCl – кислая среда (рН < 7).

· Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, например: Na₂SO₃:

Na₂SO₃ = 2Na⁺ + SO₃²^-

Гидролизу подвергается анион слабой кислоты SO₃²^-:

1-я ступень: SO₃²^-+HOH Û HSO₃^-+OH^- (ионы OH^- в избытке).

Молекулярное уравнение 1-й ступени:

Na₂SO₃ + H₂O Û NaHSO₃ + NaOH – щелочная среда (рН > 7).

При обычных условиях гидролиз протекает главным образом по первой ступени.

· Гидролиз солей образованных слабым основанием и слабой кислотой ((NH₄)₂CO₃, Al₂S₃и т.д.), гидролизуются как по катиону, так и по аниону. В этом случае гидролиз соли протекает до конца: в уравнении происходит замена знака “Û” на “=”, а рН среды определяется силой кислоты и основания:

NH₄ClO = NH₄⁺ + ClO^-

NH₄⁺ + ClO^- + HOH = NH₄OH + HClO

NH₄ClO + H₂O = NH₄OH + HClO

K(HClO) = 3×10^-8 < K(NH₄OH) = 1,8×10^-5, так как основание является более сильным электролитом, чем кислота, среда слабощелочная рН > 7.

· Совместный гидролиз двух солей Если в растворе одновременно присутствуют ионы, связывающие Н⁺ и ОН^-, то в соответствии с принципом Ле Шателье равновесие смещается в сторону усиления процесса гидролиза. Гидролиз может протекать необратимо с образованием малорастворимого и газообразного веществ.

В качестве примера можно рассмотреть совместный гидролиз следующих солей:

Al₂(SO₄)₃ + K₂S + H₂O ®

2Al³⁺ + 3S²^- + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

Al₂(SO₄)₃ + 3K₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S + 3К₂SO₄

pH » 7

7.ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

РЕАКЦИИ (ОВР)

Окислительно-восстановительными называются реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:

+4 -1 +2 0

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

⇐ Назад

Далее ⇒