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)

1. Почти все растворимые соли, причем плохая растворимость соли не является признаком слабого электролита. Исключения: Fe(SCN)₃, HgCl₂, Hg(CN)₂.

2. Сильные минеральные кислоты, например: H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HJ, HMnO₄, HClO₄.

3. Основания щелочных и щелочноземельных металлов, например: NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.

 

Слабые электролиты:((в ионных уравнениях записывают в виде молекул)

1. Почти все органические кислоты (кроме муравьиной), например: CH₃COOH, C₂H₅COOH.

Слабые минеральные кислоты., например: H₂CO₃, H₂S, H₂SiO₃, H₃BO₃, HCN, HF.

2. Гидроксиды металлов, кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов (особо следует запомнить, что NH₄OH, хорошо растворимы в воде, но являются слабым электролитом).

3. 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)

1. Газы

2. Оксиды

3. 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⁺ + HPO₄^2- K₂ = 6.3*10^-8

III ступень: HPO4^2- = H⁺ + PO₄^3- K₃ = 2.2*10^-12

K₁>K₂>K₃

Суммарное уравнение: H₃PO₄ = 3H⁺ + PO₄^3-

 

Диссоциация оснований:

Сильный электролит: Ba(OH)₂ ® Ba^2- + 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⁺ + ZnO₂^2-

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⁺ + 3SO₄^2-

Кислые KHCO₃ = K⁺ + HCO₃^-

Основные (в растворе) (ZnOH)₂SO₄ = 2ZnOH^- + SO₄^2-

Комплексные [Cu(NH₃)₄]SO₄ = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2-

Двойные KAl(SO₄)₂ = K⁺ + Al³⁺ + 2 SO₄^2-

 

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.

4.3.1. В пробирку налейте 1мл раствора ацетата натрия и 1 мл соляной кислоты. Чем объясняется появление запаха? Напишите молекулярное, полное и сокращенные ионные уравнения.

 

4.3.2. 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.

 

 

4.3.3. 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.

 

 

Произведение растворимости, правила образования

И растворения осадков.

Произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в насыщенном растворе называется произведением растворимости ПР (при данной температуре величина постоянная):

 

ПР AgCl= [Ag⁺] [Cl^-]

ПР Ca₃(PO₄) ₂= [Ca²⁺]³ [PO₄ ^3-]²

 

Осадок из раствора выпадает в том случае, когда произведение концентрации его ионов в растворе превышает значение произведения растворимости.

Например: [Ag⁺] [Cl^-] > ПР_AqCl.

Для растворения осадка нужно добавить электролит, ионы которого связывают один из посылаемых осадком в раствор ионов в молекулы слабого электролита. Для перехода одного осадка в другой нужно добавить электролит, ионы которого связывают один из посылаемых осадком в раствор ионов в молекулу другого осадка с меньшим значением произведения растворимости.

Опыт 4.5. Взаимодействие осадков с ионами других электролитов (образование и растворение осадков)

4.5.1. В пробирку с 1мл сульфата магния добавить 1мл гидроксида натрия. Какой осадок образуется? К образовавшемуся осадку прилить избыток соляной кислоты. Будет ли растворяться осадок? Почему? Напишите молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения.

 

4.5.2. В пробирку с 1мл р-ра нитрата серебра добавьте 1мл раствора хлорида натрия. Какой осадок образуется? К образовавшемуся осадку прилейте 1мл р-ра сульфида натрия. Что наблюдается? Зная численные значения ПР_AgCl и ПР_AgS обьясните происходящие с осадком изменения. Напишите молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения.

ПР_AgCl=1.7*10^-10 ПР_AgS=6.3*10^-50

Упражнения

1. Что называется процессом электрической диссоциации, какие вещества называются электролитами?

2. Напишите уравнение диссоциации на ионы в растворе следующих веществ: H₂SO₃

Ba(OH)₂;

KH₂PO₄;

NaHS;

CrOHSO₄;

CuOHNO₃.

3. Подчеркните формулы электролитов: N₂O; Cu(NO₃)₂; NHO₃; C₆H₁₂O₆.

4. Подчеркните, среди приведенных электролитов, слабые электролиты: HCl, NH₄OH, Ca(OH)₂, HClO₄, HCN, H₂CO₃, CuSO₄, Fe(CNS)₃, HJ.

5. Напишите молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения реакций взаимодействия:

Нитрата железа(Ш) с гидроксидом натрия

 

Карбоната натрия с серной кислотой;

 

 

Сульфата железа(Ш) с хлоридом бария;

 

Сульфата аммония с азотной кислотой;

 

Хлорида кальция с карбонатом натрия.

 

6. Составьте молекулярные уравнения реакций, соответствующих следующим ионным уравнениям:

3Ba²⁺ + 2PО₄^3- = Ba₃(PO₄)₂

 

Pb²⁺ + 2OH^- = Pb(OH)₂

 

H⁺ + OH^- = H₂O

 

CH₃COO^- + H⁺ = CH₃COOH

 

7. Что такое произведение растворимости труднорастворимого электролита?

Какие условия необходимы для: а) образования, б) растворения осадка?

 

 

Задачи: 392, 402, 417, 436, 438.

Лабораторная работа 5