Методические указания и контрольные задания для студентов заочной формы обучения Екатеринбург
Скачать 0.96 Mb.
|
3.2. Электролитическая диссоциация. Ионно-молекулярные уравненияЭлектролитами 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. Таким образом, α выражают в долях единицы. По степени диссоциации электролиты условно подразделяют на сильные (α » 1) и слабые (α <0,3). Сильные электролиты
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
· Некоторые неорганические кислоты: H2CO3, H2S, HCN, H2SiO3, HNO2, H2SO3 , H3PO4, HClO 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, например Pb(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:
Рb(NО3)2 + 2КI = ¯РbI2 + 2КNО3 Рb2+ +2I – = ¯РbI2
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
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.
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.
Задания 161-180. Напишите уравнения диссоциации солей и назовите их.
Задания 181-200. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций для следующих превращений.
3.3. 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).
Первая ступень гидролиза: Cu(NO3)2 + HOH CuOHNO3 + HNO3 Cu2+ + HOH CuOH+ + H+
CH3COONH4 + HOH CH3COOH + NH4OHCH3COO— + NH4+ + HOH CH3COOH + NH4OH
2Fe3+ + 2S2— + 6H2O = 2Fe(OH)3 ¯ + 3H2S
не подвергается, реакция среды нейтральная: KNO3 + HOH ¹ Ионы K+ и NO3— не образуют с водой слабодиссоциирующих продуктов (KOH и HNO3 – сильные электролиты). |
Похожие:
 | Методические указания предназначены для студентов заочной формы обучения по специальности Техническое обслуживание и ремонт автомобильного... | | Методические указания и контрольные задания для студентов заочной формы обучения по специальности |
 | Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования | | Государственное автономное профессиональное образовательное учреждение саратовской области |
| Федеральное агентство РФ по рыболовству федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение | | Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования |
| Ярославский филиал федерального государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования | | Федеральное агентство РФ по рыболовству федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение |
| Федеральное агентство РФ по рыболовству федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение | | Государственное бюджетное профессиональное образовательное учреждение «Альменевский аграрно-технологический техникум» |