Презентация на тему Электролитическая диссоциация

солей

Уметь:
Составлять молекулярно-ионные уравнения диссоциации и гидролиза и определять

реакцию среды

полярных растворителей или в расплавах.

Если вещество при растворении не

подвергается диссоциации, то это неэлектролит. Если вещество в процессе расстворения распадается на ионы, то это электролит.

В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул (процесс диссоциации обратим). Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации:
α= Nдис/Nобщ=Сдис/Собщ,
где N- число молекул;
С- концентрация электролита в растворе.

группы:
1) если α > 0,3 (30%), то такие электролиты

называют сильными. К сильным электролитам относятся некоторые кислоты ( HCl , H2SO4,HNO3, HClO4, HBr, HI, HMnO4), щелочи (растворимые в воде основания щелочных и щелочноземельных металлов, такие как NaOH, KOH, Ca (OH)2, Ba (OH)2 и др.) и растворимые соли. В растворах сильные электролиты практически полностью распадаются на ионы (диссоциация сильных электролитов необратимая и одноступенчатая) : Al2(SO4)3→2Al3++3SO42-. Положительно заряженные ионы-катионы; отрицательно заряженные ионы-анионы;

2) если степень диссоциации электролита α<3%, то электролиты называются слабыми. К слабым электролитам относятся молекулы воды, гидроксида аммония, слабых кислот и оснований.

СН3СООНСН3СОО-+Н+, для него устанавливается состояние химического равновесия, которое характеризуется

константой равновесия- константой диссоциации.

При составлении ионных уравнений реакций в виде ионов пишем сильные растворимые в воде электролиты; в виде молекул- осадки, газы, слабые электролиты, простые вещества.

Условия протекания реакций ионного обмена: реакции ионного обмена протекают в водных растворах до конца (равновесие смещено в право) в том случае, если в результате реакции выделяется газ, образуется осадок или молекулы слабого электролита.

диссоциации:
HCl→H++Cl- (кислоты при диссоциации дают ионы H+);
NaOH→Na+

+OH- (основания при диссоциации дают ионы OH- )‏
NaCl→ Na+ + Cl- ( соли при диссоциации дают катионы металлов и анионы кислотных остатков).

Существуют электролиты, которые могут участвовать в химических реакциях как в роли основания, так и в роли кислоты. Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся основания некоторых металлов: Zn(OH)2, Sn(OH)2, P(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и некоторых других. Они способны реагировать как с кислотами, так и с основаниями, образуя в качестве продуктов реакций соли: Al(OH)3 + 3HCl→AlCl3 +3H2O;

Al(OH)3 + NaOH сплавление NaAlO2+ 2H2O;

2NaOHсплавление Na2SnO2 + 2H2O

Sn(OH)2 + 2NaOHраствор Na2[Sn (OH)4]

+55,9 кДж/моль.
В нейтральных растворах: СМ(H+ )= СМ(OH- )= 10-7

М (при 25 С)‏
Ионное произведение воды: СМ(H+ )* СМ(OH- )= 10-14 =Кв.
Увеличение концентрации ионов H+ ведет к уменьшению концентрации ионов OH- так, что их произведение остается неизменным.
рН=-lg (СМ(H+ )) или рН= -lg [H+ ]
где lg- десятичный логарифм, показывает, в какую степень надо возвести 10, чтобы получить данное число.
Нейтральная среда: рН=7.
Кислая среда: рН<7.
Щелочная среда: рН>7.

рН раствора. Индикаторами могут быть слабые органические кислоты или

основания, молекулы и ионы которых имеют разную окраску.

ионное уравнение записывается в виде:
а) Сl- + Ag+→ AgCl↓;

б) ZnS↓ + 2H+→ Zn2++H2S;
в) А1(ОН)3+ ЗОН-→[АlОН)6]3-.

Решение. а) Сl -+ Ag+ → AgCl↓.
Если в сокращенном ионном уравнении присутствуют ионы, значит, этот ион входил в состав сильного растворимого в воде электролита (например, Cl- -в состав НСl; NaCl, но не РbСl2). Выбирая электролиты таким образом, можно составить одно из возможных молекулярных уравнений; например:
NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3
Выбранные нами молекулы должны образовывать только один осадок, вторая соль должна быть растворима в воде, так как ионов, образующих ее, нет в сокращенном ионном уравнении.

должна образовывать с ионом цинка рас­творимую соль (например, ZnCl2):
ZnSi

+ 2HCl->ZnCl2+H2S.

в)Аl(ОН)3↓ + ЗОН- →[Аl(ОН)6]3-.
Гидроксид алюминия - амфотерный электролит, растворяется в сильных щелочах: Аl(ОН)3 ↓ + ЗКОН → К3[Аl(ОН)6].

соляной кислоты (α = 100%).
Решение. Если α =

100%, то диссоциация электролита полная (в растворе он полностью распадается на ионы):
НС1 → Н+ + Сl -
Концентрация ионов водорода равна исходной концентрации кислоты:
СH+ = См (НСl) = 0,1 М;
рН = - lg[H+] = - lg(10-1) = 1.

гидроксида натрия ( α= 100%).

Решение. NaOH → Na++ ОН-
СOH-

= CM (NaOH) = 0.001 моль/л;
[H+][ОН-]= 10-14, [H+]=10-14 /10-3=10-11 (моль/л);
рН= 11.

виде:
a)Cu(NO3)2+KOH→ ...; д) HN03 + Ва(ОН)2→..;
б) FeS04 + Na2S →...; е)

NH4NO3 + H2S04 →...;
в) Na2C03 + HNO3 →...; ж) NaN02 + H3P04 →...;
г) MnS↓ + HCI → ...; з) Zn(OH)2 + NaOH →....

15`

и НС1; г)

NH4NO3 и NaOH;
б) AgNO3 и СuС12; д) MgCl2 и HNO3?
в) ZnCl2 и Ba(N03)2;

3. Можно ли приготовить растворы, содержащие одновременно следующие ионы:
а) Zn2+; А13+; Сl-; NO3-; г) Ba2+;Cu2+; NO3- ; Cl-;
б) Na+; Ag+; SO42-; NO3-; д) Ba2+; Na+; Сl-; OH-?
в) H+; K+; CO32-; SO42-;

уравнение записывается в виде:
а) Cu2+ + 2S3- →CuS;
б) Н+ + ОН-

→ Н20;
в) Zn2+ + 4 ОН- → [Zn(OH)4]2-

5.Вычислите рН 0,0001 М раствора азотной кислоты (диссоциацию электролита считать полной).

растворе гидроксида аммония NH4OH, если степень диссоциации составляет 0,2%.

7.Определите

концентрацию гидроксид-ионов в растворе с рН = 8.

изменение зарядов ионов, входящих в соединение, называются обменными реакциями.

Например: имеются два электролита КА и К1А1 (К и К1 – катионы, А и А1 – анионы), между которыми в растворе устанавливается равновесие:
КА+К1А1 ↔ КА1+ К1А
Известно, что равновесие в ионно-обменных реакциях в растворах смещается в сторону образования наименее диссоциированных соединений. Направление реакций ионного обмена между двумя электролитами в растворе определяется возможностью образования между их ионами малорастворимого, малодиссоциированого, а также газообразного соединения.

записи:
а) сильные электролиты следует писать в виде отдельных составляющих

их ионов, либо именно в таком состоянии они находятся в растворе;
б) слабые электролиты, газы, а также малорастворимые соединения следует условно писать в виде молекул, независимо от того, являются они исходными веществами или продуктами. Например:

Реакция, идущая с образованием осадка:
АgNО3+ NaCI = AgCI + NaNO3– молекулярное уравнение
Аg ++ CI-=AgCI – ионное уравнение

2K+ +2J-=2K+ + HgJ42-
HgJ2+ 2J-= HgJ42-

Образование слабых электролитов:
а) образование

воды
NaOH + HCI = H2O + НСI
OH-+H+ = H2O;

б) Образование слабого основания:
NH4CI + NaOH = NaCI + NH4OH
NH4+ +OH- =NH4OH;

Na 2SO4
2CH3COO- + 2H+ =2CH3COOH

г) Образование газов:
Na2S +2HCI =

2NaCI+ H2S
S2- + 2H+ = H2S

электролита, например BaSO4, находящегося в соприкосновении с твердой фазой,

непрерывно протекают два противоположных процесса. В состоянии равновесия, когда оба процесса протекают с одинаковой скоростью, образовавшаяся гетерогенная система определяется выражением:
растворение
BaSO4 Ba2+ +SO42-
осадок кристаллизация
Переход ионов в раствор и обратный процесс внедрения ионов в кристаллическую структуру твердого вещества происходят лишь на его поверхности.

масс, состояние равновесия зависит только от произведения концентрации ионов,

которое для данного малорастворимого электролита является величиной постоянной.

Произведение концентрации ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита представляет собой величину постоянную при данной температуре и называется произведением растворимости (ПР). Для сульфата бария эта величина определяется выражением:

К = Ва2+∙SO42- = ПР ВaSO4

и составляет 1,1∙ 10-10 при 250С. Чем больше величина ПР, тем больше растворимость.

труднорастворимый электролит выпадает в осадок, когда произведение концентраций его

ионов в растворе становится больше величины ПР. Это будет достигнуто прибавлением избытка электролита, содержащего одноимённые ионы.

Растворение осадка будет происходить тогда, когда произведение концентрации его ионов в растворе станет меньше величины ПР. Этого можно добиться, связывая один из ионов, посылаемых осадком в раствор.

между водными растворами следующих веществ: a) HCI и NaOH; б)

Pb(NO3)2 и Na2S;в) NaСIO и HNO3; г) К2СО3 и H2SO4; д) СН3СООН и NaOH.

Решение. Запишем уравнения взаимодействия указанных веществ в молекулярном виде:
а)HCI+NaOH=NaCI+Н2О
б) Pb(NO3)2 + Na2S= PbS+2NaNO3
в)NaCIO + HNO3 = NaNO3 + HCIO
г)K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + H2O
д)CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
Отметим, что взаимодействие этих веществ возможно, ибо в результате происходит связывание ионов с образованием слабых электролитов (Н2О, НIO) , осадка (РЬS), газа (СО2).

так как. реакции идут в сторону большего связывания ионов

и вода – более слабый электролит, чем уксусная кислота, то равновесие реакции смещено в сторону образования воды. Исключив одинаковые ионы из обеих частей равенства a) Na+ и СI‾ б) Na+ и NO‾3; в) Na+ и NO‾3; г) К+ и SO2-4; д) Na+, получим ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций:
а) Н++ОН¯ = Н2О
б) Pb2+ + S2¯ = PbS
в) СIO¯+ Н+ = НСIO
г) СО32¯ +2Н+ = СО2 + Н2О
д) СН3СООН + ОН¯= СН3СОО¯ + Н2О

соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения:
a) SО32¯ +2Н+ = SО2 +

Н2О
б) РЬ2+ + CrO2-4= PbCrO4
в) НСО-3 + ОН-= СО32- + Н2О
г) ZnОН++Н+ = Zn2+ + Н2О

Решение. В левой части данных ионно-молекулярных уравнений указаны свободные ионы, которые образуются при диссоциации растворимых сильных электролитов, следовательно, при составлении молекулярных уравнений следует исходить из соответствующих растворимых сильных электролитов.

+ Н2О
б)Pb(NO3)2+K2CrO4=PbCrO4+2KNO3
в) КНСО3 + КОН = К2СО3 + Н2О
г)

ZnOHCI + HCI=ZnCI2 +H2O

молекул воды, приводящие к образованию ионов или молекул слабых

электролитов.

Гидролизу подвергаются ионы- остатки слабых кислот и слабых оснований
В процессе гидролиза изменяются концентрации ионов Н+ и ОН+ в растворе (рН среды).

Гидролиз- процесс ступенчатый, в обычных условиях протекает только по первой ступени.
На каждой ступени гидролиза на один ион соли, участвующий в процессе, приходится одна молекула воды.

в сторону исходных веществ.

Равновесие реакции гидролиза подчиняется принципу Ле

Шателье (смещение химического равновесия).

Гидролиз усиливается при нагревании и разбавлении раствора соли.

Нерастворимые в воде соли гидролизу практически не подвергаются.

Гидролиз солей, которые полностью разлагаются водой (в таблице растворимости для такой соли стоит прочерк), идет необратимо и до конца.

следующих солей и определите реакцию среды (нейтральная, кислая, щелочная):
а)

NaNO3; б) Na2C2O4; Fe(NO3) 2 ;г) (NH 4) 2CO3 ; FeS; е)Fe2S3.
Решение.
а) NaNO3+Н2О.
Запишем уравнение диссоциации соли и определим силу кислоты и основания, образующих данную соль:
NaNO3→Na++NO3-

NaOH HNO3
сильное сильная
основание кислота
В составе соли нет ионов-остатков слабых кислот или слабых оснований.
Гидролиз такой соли не идет, реакция среды не изменяется NaNO3+Н2О≠.
Среда нейтральная, рН=7.

Na2C2O4→2Na++C2O42-


NaOH H2C2O4
сильное слабая
основание кислота
В гидролизе участвует анион слабой кислоты, который реагирует с одной молекулой, присоединяя один ион водорода.
+ -
C2O42- +Н ОН ⇄Н C2O4- +ОН-
(уравнение реакции гидролиза в сокращенной ионной форме)‏

(Нельзя писать C2O42- +2НОН ⇄Н C2O4- +2ОН-, так как на каждой ступени гидролиза участвует только одна молекула воды.)‏

гидролизе, то они присутствуют в неизменной форме в левой

и правой частях уравнения:
+ -
2 Na+ +C2O42- +Н ОН ⇄Н C2O4- +ОН-+2 Na+
(полное ионное уравнение реакции гидролиза)‏
Для того чтобы записать уравнение реакции гидролиза в молекулярной форме, объединим ионы в молекулы в соответствии с их зарядами:
Na2C2O4 +НОН ⇄ NaНC2O4+NaОН
(уравнение гидролиза в молекулярной форме)‏

Из сокращенного ионного уравнения гидролиза видно, что в растворе накапливаются ионы ОН-, т.е. среда щелочная, рН>7.

можно записать следующим образом:

Na2C2O4 +НОН ⇄;

C2O42- -ион слабой

кислоты, гидролиз по аниону;

C2O42- +Н ОН ⇄Н C2O4- +ОН- (щелочная среда, рН>7);

2 Na+ +C2O42- +Н ОН ⇄Н C2O4- +ОН-+2 Na+ ;

Na2C2O4 +НОН ⇄ NaНC2O4+NaОН ;

Fe(NO3)2→Fe2++2NO3-

Fe(OH)2 HNO3
слабое сильная
основание кислота
В гидролизе принимает участие ион Fe2+, который связывает ион ОН- из воды;
+ -
гидролиз по катиону: Fe2+ +Н ОН⇄ FeOH++Н+ (кислая среда, рН>7);
+ -
2NO3- +Fe2++ Н ОН⇄ FeOH+ + 2NO3- + Н+
Fe(NO3)2 + НОН⇄ FeОНNO3 + HNO3

NH4 OH H2 CO3
слабое слабая
основание кислота
Гидролиз такой соли идет одновременно и по катиону, и по аниону:
+ -
2NH4+ +CO3 2–+ Н ОН⇄НCO3 –+ NH4 OH + NH4+ ;
+ -
(NH4)2C03+ НОН ⇄ NH4HCO3 + NH4OH;

ион ОН-, то на первой ступени гидролиза связывается только

один ион NH4+)‏

В данном случае полное ионное уравнение совпадает с сокращенным ионным уравнением.

Так как в процессе гидролиза (NH4)2CO3 не образуется свободных ионов Н+ и ОН-, а только молекулы или ионы слабых кислот и оснований (в данном случае - NH4OH и НСОз-), то реакция среды близка к нейтральной и определяется более точно силой образовавшихся кислоты и основания.

воде нерастворима, гидролиз ее не идет.

FeS + Н20 ≠

.

e)Fe2S3 + H20.
В таблице растворимости для соли Fe2S3 стоит прочерк, это значит, что гидролиз соли идет необратимо и до конца, до образования соответствующих основания и кислоты:

Fe2S3 + 6Н20 = 2Fe(OH)3↓ + 3H2S↑.
(соль полностью разлагается водой)‏

солей: a) A12(S04)3; б) CuSO4
Решение. a)Al2(S04)3+H20.
Al2(SO4)3→ 2Al3++2S042-

Al(OH)3 H2SO4
слабое сильная
основание кислота

Гидролиз соли идет по катиону: Аl3++ НОН ↔ АlOН2++ Н+
Так как в состав молекулы сульфата алюминия входят два иона Аl , а сокращенное ионное уравнение записано для одного иона, то при составлении полного ионного уравнения сокращенное ионное уравнение надо удвоить (умножить на 2).

сокращенное ионное уравнение);
3S042-+2A13++2H0H ↔2Al0H2++2H++3SO42- (полное ионное уравнение);
Al2(SO4)3+2Н20

↔ 2A10HS04 +H2S04 (молекулярное уравнение).

6)CuS04+H20.
CuS04 →Cu2++S042-

Си(ОН)2 H2SO4
слабое сильная
основание кислота

Гидролиз по катиону:
Си 2++ НОН ↔ СuОН++ Н+ (сокращенное ионное уравнение);
S042-+Cu2+ +HOH ↔ CuOH+ +Н+ + S042-(полное ионное уравнение).

2 катиона (СиОН+ и Н+) и только один анион

(S04 2-). Объединить их в одну молекулу не­возможно, так как в состав одной молекулы не могут входить одновременно ионы Н+ и ОН- . Для того чтобы составить молекулярное уравнение гидролиза сульфата меди, удвоим полное ионное уравнение (это не противоречит утверждению о том, что на один ион, участвующий в гидролизе, приходится только одна молекула воды):

2S042-+ 2Cu2++ 2НОН ↔ 2CuOH ++ 2Н++ 2S042-;
2CuS04+2HOH↔ (CuOH)2S04+H2S04 (молекулярное уравнение).

при смешивании водных растворов Na2S и АlСl3.

Решение. При смешивании

водных растворов сульфида натрия и хлорида алюминия идет реакция обмена:
3Na2S + 2АlСl3 = Al2S3 + 6NaCl.
Как указано в таблице растворимости, образовавшийся сульфид алюминия не существует в водных растворах (подвергается полному и необратимому гидролизу):
Al2S3 + 6Н20 = 2Аl(ОН)3↓+ 3H2S↑
Так как оба процесса идут одновременно, можно записать суммарное уравнение реакции:
3Na2S + 2 AlCl3 + 6Н2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6NaCl
(взаимный гидролиз)‏

определите реакцию среды:
NaNO3; б) NH4CI; в) K2SO4; г) СuСl2;

д) CuS; e) А12(СO3)3 ж) K2S; з) CH4COONH4; и) Na2S; к) (NH4)2S.

2. Запишите уравнения реакций гидролиза следующих солей:
a) FeSO4; б) Cr2(SO4)3; в) CaS; г) Fe2(SO4)3 (первую и вторую ступени гидролиза).

3. Какие вещества можно добавить к водным растворам солей, чтобы уменьшить их гидролиз: a) FeCl3, б) Na2CO3?

смешивании водных растворов К2СОз и Сr(NО3)3

5. При обработке 238

г смеси сульфида железа (II) и сульфида алюминия водой выделилось 67,2 л газа (н. у.). Определите массовую долю сульфида железа (II) в смеси. Растворимостью газа в воде пренебречь.