
- •Скорость химических реакций
- •Химическое равновесие
- •Электрическая диссоциация, ионные реакции обмены, пр
- •Произведение растворимости, правила образования и растворения осадков.
- •Ионное произведение воды, водородный показатель. Гидролиз солей.
- •Комплексные соединение
- •Основные количественные законы химии.
- •Неорганическая химия
Электрическая диссоциация, ионные реакции обмены, пр
Распад молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя ( например, воды ) называется электрической диссоциацией.
Степенью электрической диссоциации ά называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу молекул растворенного вещества (N).
n n
α=
α% =
N N
Вещества в одном растворе
Неэлектролиты Электролиты
Сильные Средней силы Слабые
α> 30% 30% α > 3% α<3%
Сильные электролиты: (в ионных уравнениях записывают в виде ионов)
Почти все растворимые соли, причем плохая растворимость соли не является признаком слабого электролита. Исключения: Fe(SCN)3, HgCl2, Hg(CN)2.
Сильные минеральные кислоты, например: H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HJ, HMnO4, HClO4.
Основания щелочных и щелочноземельных металлов, например: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2.
Слабые электролиты:( (в ионных уравнениях записывают в виде молекул)
Почти все органические кислоты (кроме муравьиной), например: CH3COOH, C2H5COOH.
Слабые минеральные кислоты., например: H2CO3, H2S, H2SiO3, H3BO3, HCN, HF.
Гидроксиды металлов, кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов (особо следует запомнить, что NH4OH, хорошо растворимы в воде, но являются слабым электролитом).
Вода.
Довольно часто выделяют группу электролитов средней силы (например H2SO3, H3PO4), которые в ионных уравнениях записывают в виде молекул
.
Неэлектролиты ( в ионных уравнениях записывают в виде молекул)
Газы
Оксиды
Большинство органических веществ
Более точным критерием оценки силы электролита является константа диссоциации.
Диссоциация кислот:
Сильный электролит: HCl H+ + Cl-,
Электролит средней силы:
I ступень: H3PO4 = H+ + H2PO4- K1 = 7.5*10-3
II ступень: H2PO4- = H+ + HPO42- K2 = 6.3*10-8
III ступень: HPO42- = H+ + PO43- K3 = 2.2*10-12
K1>K2>K3
Суммарное уравнение: H3PO4 = 3H+ + PO43-
Диссоциация оснований:
Сильный электролит: Ba(OH)2 Ba2- + 2OH-
Слабый электролит: Fe(OH)2 Fe(OH)+ + OH-
FeOH+ Fe2+ + OH-
Fe(OH)2 = Fe2+ + 2OH-
Диссоциация амфотерных электролитов:
По основному типу по кислотному типу
Zn2+ + 2OH- = Zn(OH)2 = H2ZnO2 = 2H+ + ZnO22-
Al3+ + 3OH- = Al(OH)3 = H3AlO3 H2O + HAlO2 = H+ AlO2-
Точнее: OH- OH-
[Zn(H2O)4]2+ Zn(OH)2(H2O)2 [Zn(OH)4]2-
H3O+ H3O+
Диссоциация солей
Средние Fe2(SO4)3 = 2Fe3+ + 3SO42-
Кислые KHCO3 = K+ + HCO3-
Основные (в растворе) (ZnOH)2SO4 = 2ZnOH- + SO42-
Комплексные [Cu(NH3)4]SO4 = [Cu(NH3)4]2+ + SO42-
Двойные KAl(SO4)2 = K+ + Al3+ + 2 SO42-
Условия необратимости ионных реакций обмена:
а) образование малорастворимых веществ;
б) образование газообразных веществ;
в) образование слабодиссоциирующих веществ.
При составлении ионных уравнений реакций малорастворимые, газообразные и слабодиссоциирующие вещества записываются в виде молекул, а сильные электролиты – в виде ионов.
Суть химических реакций, не являющихся окислительно-восстановительными, выражают сокращенные ионные уравнения.
Подробный теоретический материал представлен в лекции по данной теме,
имеющийся на кафедре.
Опыт 4.1. Зависимость электропроводности слабых электролитов от концентрации раствора.
Налейте в электродный сосуд немного концентрированной уксусной кислоты (так, чтобы нижняя часть электродов была погружена в жидкость). Включите ток и постепенно наливайте в электродный сосуд воду. Объясните наблюдаемое изменение накала лампочки. Разбавленный раствор кислоты перелейте в другой сосуд. Ополосните водой электроды и электродный сосуд.
Опыт 4.2. Образование малорастворимых соединений.
4.2.1.В пробирку к 1мл раствора нитрата калия добавьте 1мл хлорида натрия. Наблюдается ли образование осадка? Объясните.
4.2.2.В три пробирки налейте по 2мл растворов: в одну – карбоната аммония, в другую – хлорида бария, в третью – хромата калия. Прибавьте по 2мл в первую пробирку раствора хлорида кальция, во вторую сульфата калия, в третью – нитрата серебра. Что наблюдается в каждой пробирке? Напишите молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения.
Опыт 4.3. Образование слабодиссоциированных соединений и газов.
В пробирку налейте 1мл раствора ацетата натрия и 1 мл соляной кислоты. Чем объясняется появление запаха? Напишите молекулярное, полное и сокращенные ионные уравнения.
Налейте в пробирку 2мл раствора сульфида натрия под тягой и осторожно добавьте несколько капель соляной кислоты. Чем объясняется выделение газа? Напишите молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения.
Налейте в пробирку 2мл концентрированного раствора хлорида аммония и добавьте 2 мл гидроксида натрия. Раствор нагрейте. Чем объясняется выделение запаха? Напишите молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения.
Опыт 4.4. Влияние реакции среды на равновесие диссоциации амфотерного электролита.
К раствору сульфата цинка приливайте по каплям раствор гидроксида натрия. Дайте отстояться полученному осадку. Декантацией слейте раствор над осадком. Оставшееся в пробирке разделите на две пробирки. В одну пробирку добавьте соляную кислоту, а в другую – раствор гидроксида натрия. Чем объясняется образование осадка и растворение его в кислоте и щелочи? Какие равновесия имеют место в растворе гидроксида цинка? Напишите молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения.