Поиск

Полнотекстовый поиск:
Где искать:
везде
только в названии
только в тексте
Выводить:
описание
слова в тексте
только заголовок

Рекомендуем ознакомиться

'Программа'
ПОЗНАНИЕ Формирование целостной картины мира, расширение кругозора 9.00-9....полностью>>
'Документ'
Музыка звучит все громче по мере того, как поднимается занавес. На сцене полный свет. На первом этаже большая гостиная и кухня. В гостиной много мебел...полностью>>
'Учебно-методический комплекс'
Составлен в соответствии с требованиями Государственного образовательного стандарта высшего профессионального образования для экономических специально...полностью>>
'Документ'
В Калгари (Канада) состоялось заседание Мирового нефтяного совета, где всеобщим тайным голосованием было выбрано место проведения 22-го Мирового нефтя...полностью>>

Главная > Документ

Сохрани ссылку в одной из сетей:
Информация о документе
Дата добавления:
Размер:
Доступные форматы для скачивания:

KHSO4  K+ + HSO4- HSO4 - ↔ H+ + SO42-

1 ступень 2 ступень

При диссоциации (СuOH)2CO3 по первой ступени происходит отрыв карбонат-аниона, по второй ступени отрыв гидроксид-аниона:

(СuOH)2CO3  2CuOH+ + CO32- CuOH+ ↔ Cu2+ + OH-

1 ступень 2 ступень

6.3 ИОНООБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ

При взаимодействии электролитов соединяются только противоположно заряженные ионы. Если при этом образуется новое вещество в виде осадка, газа или слабого электролита, то такие реакции считаются необратимыми, то есть идущими в одну сторону, практически до конца.

Реакции между двумя сложными веществами, в результате которых происходит обмен ионами, называются ИОНООБМЕННЫМИ.

Признаки необратимости реакций:

1. Если выделяется осадок или малорастворимое вещество:

ВaCl2 + K2SO4  ВaSO4  + 2KCl

2.Если образуется слабый электролит или малодиссоциирующее

вещество:

СН3СООК + НСlСН3СООН + КСl (Уксусная кислота – слабый электролит)

Вa(OH)2+2HNO3Вa(NO3)2+2H2O (Вода - это малодиссоциирующее вещество)

3. Если образуется газ:

Na2CO3 + 2HCl  2NaCl + H2CO3

 

Н2О СО2

(Угольная кислота нестойкая, она распадается на углекислый газ СО2 и воду Н2О)

Рассмотрим несколько примеров:

Пример 1. Проведем реакцию между растворами гидроксида калия KOH и нитрата меди (II) - Cu(NO3)2. Используя таблицу растворимости можно предсказать образование осадка гидроксида меди (II). Действительно, при смешивании этих растворов образуется синий осадок гидроксида меди (II).

2KOH + Cu(NO3)2  Cu(OH)2  + 2KNO3

Если формулы растворимых сильных электролитов записать в виде тех ионов, на которые они диссоциируют в растворе, а формулы слабых электролитов, осадков, газов, оксидов в молекулярной форме, то уравнение примет вид:

+ + 2OH- + Cu2+ + 2NO3-  Cu(OH)2  + 2K+ + 2NO3-

это уравнение называется уравнением в полной ионной форме.

Поскольку справа и слева есть одинаковые ионы, то их можно исключить (с точки зрения ТЭД в реакции участвуют лишь катионы меди и гидроксид - анионы).

Тогда мы получим уравнение в сокращенной ионной форме:

Cu2+ + 2OH-  Cu(OH)2

Признаком реакции является образование осадка Cu(OH)2↓-голубого цвета, следовательно, реакция прошла до конца.

Пример 2. В результате взаимодействия растворов соляной кислоты HCl и сульфита натрия Na2SO3 образуется хлорид натрия и нестойкая сернистая кислота, которая распадается на сернистый газ SO2 и воду:

2HCl + Na2SO32NaCl+ SO2 + H2O молекулярное

2H++2Cl- +2Na++ SO32-SO2+ H2O + 2Na++2Cl- полное ионное

+ + SO32-  SO2 + H2O сокращенное ионное

Пример 3. В результате взаимодействия растворов сульфата алюминия Al2(SO4)3 и гидроксида натрия NaOH образуется гидроксид алюминия в виде осадка и сульфат натрия:

Al2(SO4)3 + 6NaOH2Al(OH)3 + 3Na2SO4 молекулярное

Al3++3SO42-+6Na++6OH-2Al(OH)3+6Na++3SO42- полное

2Al3+ + 6OH-  2Al(OH)3  сокращенное ионное

Сокращаем коэффициенты на два, получим:

Al3+ + OH-  Al(OH)3

Пример 4. При реакции взаимодействия растворов гидроксида калия KOH и серной кислоты H2SO4 образуется малодиссоциирующее вещество – вода:

2KOH +H2SO4K2SO4 + 2H2O молекулярное

2K+ + 2OH- +2H+ + SO42- 2K+ + SO42- + 2H2O полное

2OH- + 2H+  2H2O сокращенное ионное

Сокращаем коэффициенты на два, получим:

OH- + H+  H2O

Пример 5. При взаимодействии раствора азотной кислоты и оксида цинка образуется нитрат цинка и вода:

ZnO+2HNO3Zn(NO3)2+H2O молекулярное

ZnO+ 2H+ +2NO3-Zn2+ +2(NO3)-+ H2O полное ионное

ZnO+ 2H+ Zn2+ + H2O сокращенное ионное

Пример 6. Взаимодействие растворов хлорида натрия и нитрата бария:

2NaCl+Ba(NO3)2↔NaNO3+BaCl2 молекулярное

2Na++2Cl-+Ba2++2NO3-↔2Na++2NO3- +Ba2++2Cl- полное ионное

Если продукты реакции хорошо растворимы в воде и не уходят из сферы реакции, то такая реакция является обратимой и с точки зрения теории электролитической диссоциации, не протекает.

Иногда, используя сокращенные уравнения, требуется составить молекулярные уравнения. В этом случае нужно взять в качестве исходных веществ, такие растворимые соединения, которые содержат ионы, представленные в левой части краткого ионного уравнения. Если левая часть уравнения содержит катион водорода, то следует в качестве исходного вещества взять одну из кислот - сильных электролитов. Если в левой части даны катионы металлов или анионы кислотных остатков, рациональнее в качестве исходных веществ, взять их растворимые соли. Рассмотрим такие случаи.

Приведите молекулярное уравнение, используя сокращенное ионное:

Пример 1:

Pb2+ + 2J-  PbJ2

По таблице растворимости выбираем любую растворимую соль, (сильный электролит), содержащую катион свинца и любое растворимое вещество (сильный электролит), содержащее анион иода. Например: нитрат свинца и иодоводородную кислоту.

Pb(NO3)2 + 2HJ  PbJ2 + 2HNO3 молекулярное уравнение

Пример 2:

NH4+ + OH-  NH3 + H2O

По таблице растворимости находим растворимую соль (сильный электролит), содержащие катион аммония NH4+ и щелочь: например, хлорид аммония и сильный электролит - гидроксид калия:

NH4Cl + KOH  NH4OH + KCl

↓ ↓

NH3 + H2O

(гидроксид аммония NH4OH распадается на аммиак NH3 и воду)

Пример 3:

Сu(OH)2 +2H+ Cu2+ + 3H2O

Гидроксид меди (II) является нерастворимым основанием, поэтому в сокращенном ионном уравнении он записывается в молекулярном виде. Катион водорода содержит любая растворимая кислота, (сильный электролит) например, соляная:

Сu(OH)2 +2HCl СuCl2 +2H2O

Следует помнить, что

- образующиеся в правой части гидроксид аммония NH4OH,

угольная Н2CO3 и сернистая Н2SO3 кислоты - нестойкие соединения и записываются в виде:

NH4OH H2SO3 H2CO3

↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓

NH3 + H2O H2O + SO2 H2O + CO2

- в молекулярном виде записываются формулы оксидов, газов, осадков и слабых электролитов и малодиссоциирующих веществ, например воды.

6.4 ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

ГИДРОЛИЗ – это процесс взаимодействия ионов соли, приводящий к образованию слабого электролита.

Любую соль можно представить как продукт

взаимодействия кислоты и основания. Рассмотрим возможные

способы образования солей.

Случай 1. Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то среда раствора - щелочная (рН >7).

К таким солям относятся соли щелочных и щелочноземельных металлов (IA- IIА группы) и анионом слабых кислот, таких как уксусная, сероводородная, угольная. Фосфорную кислоту хотя и относят к кислотам средней силы, но это касается только ее диссоциации по первой ступени. Остальные ее кислые ионы, такие как HPO42- и H2PO4- , являются слабыми электролитами.

Рассмотрим примеры:

Гидролиз раствора соли - ацетата натрия. Как сильный электролит, ацетат натрия при растворении в воде диссоциирует на катион натрия и ацетат - анион.

CH3COONa  Na+ + CH3COO-

Последний взаимодействует с водой, так как, только ацетат-анион с протоном водорода образует слабый электролит. Катионы натрия не могут связать гидроксид-ионы в молекулы, так как гидроксид натрия является сильным электролитом, и существует в растворе только в виде ионов. В результате образования слабого электролита – уксусной кислоты - смещается равновесие - создается избыток гидроксид-ионов и поэтому раствор приобретает щелочную реакцию.

Запишем уравнения в молекулярной и ионной формах.

Сначала записываем уравнение диссоциации, затем уравнение в сокращенной форме (только те ионы, которые ведут к образованию слабого электролита). Затем справа и слева добавляем противоионы – те ионы, которые не образуют слабый электролит - ионы натрия. И, наконец, молекулярное уравнение.

СН3COONa  CH3COO- + Na+ уравнение диссоциации

H+OH-

CH3COO-+HOH↔CH3COOH+OH- (рН >7 - среда щелочная)

сокращенное ионное уравнение

Na++CH3COO-+ HOH↔CH3COOH+OH-+Na+ полное ионное

гидролиз

CH3COONa+HOH↔CH3COOH+NaOH молекулярное

Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и сильными основаниями протекает ступенчато.

Рассмотрим гидролиз раствора карбоната натрия.

При диссоциации этой соли образуются катионы натрия и карбонат-анионы. Последний, при взаимодействии с водой, дает угольную кислоту, которая является слабым электролитом.

В результате образуется избыток гидроксид-ионов (рН >7 - среда щелочная):

Na2CO3  2Na+ + CO32-

H+OH-

CO32-+HOHHCO3-+OH- (cреда щелочная, рН >7) сокращенное

2Na+ + CO32- + HOH HCO3-+ OH- + 2Na+ полное ионное

По первой ступени гидролиза образуется кислая соль – гидрокарбонат натрия:

Na2CO3 + HOH NaHCO3 + NaOH

По второй ступени незначительно, но идет гидролиз кислой соли. При диссоциации образуется катион натрия и гидрокарбонат-анион, последний при взаимодействии с водой образует слабую угольную кислоту

NaHCO3  Na+ + HCO3-

H+OH-

HCO3- + H+OH-  H2CO3 + OH- (среда щелочная, рН >7)

NaHCO3 + HOH  H2CO3 + NaOH

Практически идет только первая ступень гидролиза, так как ионы НСО3- диссоциируют труднее, чем молекулы Н2СО3.

Случай 2. Если соль, образована сильной кислотой и слабым основанием, то среда раствора кислая среда (рН <7).

Примеры таких солей хлориды, сульфаты, нитраты аммония, алюминия, бериллия, цинка, железа и других многозарядных катионов.

В качестве примера рассмотрим хлорид аммония, который образован сильной кислотой и слабым основанием. При растворении в воде соль, как сильный электролит, диссоциирует на катион аммония и анион хлора. Ионы аммония взаимодействуют с гидроксид-ионами, так как образуют слабый электролит - гидроксид аммония. А хлорид-ионы не могут связать ион водорода, так как HCl – сильный электролит и существует в растворе только в виде ионов.

В результате образования слабого электролита - гидроксида аммония – смещается равновесие и создается избыток протонов водорода, что способствует образованию кислой среды раствора:

NH4Cl  NH4+ + Cl-

H+OH-

NH4+ + HOH NH4OH + H+ (рН < 7 - среда кислая) сокращенное

Cl- + NH4+ + HOH NH4OH + H+ + Cl- полное ионное

NH4Cl+HOHNH4OH+ HCl молекулярное

Гидролиз солей, образованных слабым многокислотным (то есть имеющим несколько гидроксильных групп) основанием протекает ступенчато.

В качестве примера рассмотрим гидролиз раствора хлорида алюминия. При диссоциации образуются катион алюминия и анион - хлора. При взаимодействии катиона алюминия с водой образуется слабый электролит:

AlCl3  Al3+ + 3Cl-

H+OH-

1 ступень Al3+ + HOH AlOH2+ + H+ (рН< 7 - среда кислая)

гидролиза 3Cl- + Al3+ + HOH AlOH2+ + H+ + 3Cl-

AlCl3 + HOH AlOHCl2 +HCl

AlOHCl2  AlOH2+ + 2Cl-

H+OH-

2 ступень AlOH2+ + HOH Al(OH)2+ + H+

(рН< 7 - среда кислая)

гидролиза 2Cl- + AlOH2+ + HOH Al(OH)2++ H+ + 2Cl-

идет частично AlOHCl2 + HOH Al(OH)2Cl + HCl

Al(OH)2Cl  Al(OH)2+ + Cl-

H+OH-

3 ступень Al(OH)2+ + HOH → Al(OH)3 + H+

(рН< 7 - среда кислая)

практически Al(OH)2 + Cl- + HOH → Al(OH)3 + H+ + Cl-

не идет

Случай 3. Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то такие соли не подвергаются гидролизу, а среда раствора будет нейтральная (рН = 7)

К таким солям относят соли щелочных и щелочноземельных металлов и сильных кислот, например соляной, серной, азотной. Поскольку кислоты и основания, образующие такие соли, являются сильными электролитами, ионы водорода и гидроксила не будут связываться катионами и анионами соли с образованием слабых электролитов, т.е. концентрация ионов Н+ и ОН- останутся неизменными и равными между собой. Растворы таких солей будут нейтральными, и рН их будет равняться 7.

Случай 4. Если соль образована слабой кислотой и слабым основанием, то среда раствора зависит от степени диссоциации продуктов гидролиза - кислоты или основания

К солям этого типа относятся карбонаты, ацетаты, сульфиды, фосфаты аммония, цинка, алюминия, железа и бериллия и т. п.

Если степень диссоциации основания больше степени диссоциации кислоты, то среда будет щелочной. Если соотношение обратное, то – кислой. В случае соизмеримых значений, среда будет близка к нейтральной. Примерами могут служить растворы сульфида аммония (среда щелочная), ацетата аммония (среда нейтральная).

В качестве примера рассмотрим гидролиз раствора ацетата аммония:

СН3COONH4  CH3COO- + NH4+

H+OH-

СН3COO- + NH4+ + HOH CH3COOH + NH4OH

 (CH3COOH) = 1,3% (NH4OH) = 1,3% (рН = 7 - среда нейтральная)

CH3COONH4 + HOH ↔ CH3COOH + NH4OH

Некоторые соли полностью разлагаются водой, то есть их гидролиз является необратимым процессом. В таблице «Растворимость кислот, оснований и солей в воде» есть примечание: «в водной среде разлагается» - это значит, что такие соли подвергаются необратимому гидролизу. Например: сульфид алюминия Al2S3. Появляющиеся при гидролизе по катиону ионы Н+ связываются образующимися при гидролизу по аниону ОН-. Это усиливает гидролиз и приводит к образованию нерастворимого гидроксида алюминия и газообразного сероводорода:

Al2S3+ 6HOH2Al(OH)3 + 3H2S

УПРАЖНЕНИЯ

1. Раствор проводит электрический ток, фенолфталеин в этом растворе меняет цвет на малиновый, но данное вещество не вступает в реакции нейтрализации. Определите класс данного соединения

2. Определите соединение, при диссоциации 1 моль которого образуется максимальное количество ионов: фосфат калия, сульфат алюминия, сульфат натрия, гидроксид бария

3. Среди перечисленных, выберите пары, которые будут взаимодействовать между собой в растворе: нитрат меди (II), бромид аммония, ацетат свинца, йодид кальция, нитрат серебра. Ответ поясните, приведя молекулярные и ионные уравнения.

4. Для следующих ионных уравнений составьте молекулярные уравнения

а) Me2+ + SO32-MeSO3

б) Me2+ + S2-MeS

в) 2H++ MeCO3  Me2+ + CO2 + H2O

г) Me2+ + 2OH-  Me(OH)2

д) NH4 + + OH-  NH3 + H2O

е) CH3COO- + H+  CH3COOH

ж) Me(OH) 3+ 3H+ Me3+ + 3H2O

5. Приведите примеры средних солей, водные растворы которых окрашивают лакмус а) в синий б) красный цвет. Подтвердите свой ответ уравнениями гидролиза.

6. Имеются водные растворы сульфата аммония, хлорида натрия, нитрата алюминия, ацетата калия, йодида бария, ацетата аммония. Какую соль можно обнаружить с помощью только лакмуса. Поясните свой ответ.

7. Водный раствор соли А окрашивает фенолфталеин в малиновый цвет, а раствор соли В не изменяет окраску фенолфталеина При смешивании растворов этих солей образуется осадок. Приведите пример соли А и В и уравнения реакции между ними.

РАЗБОР ЗАДАНИЙ ИЗ ТЕСТОВ ЕГЭ

1. Неэлектролитами являются все вещества, указанные в ряду:

1) этиловый спирт, хлорид калия, сульфат бария

2) растительное масло, гидроксид калия, ацетат натрия

3) сахар, эфир, спирт

4) сульфат натрия, глюкоза, уксусная кислота

Решение. Электролиты – это вещества, которые в водном растворе или расплаве распадаются на ионы. К электролитам относятся кислоты, основания и соли. Оксиды, а также малополярные органические вещества молекулярного строения не являются электролитами.

В первом варианте ответа неэлектролитом является этиловый спирт. Это спирт, органическое вещество молекулярного строения, в водном растворе не распадается на ионы. Хлорид калия и сульфат бария – соли, являются электролитами. Таким образом, первый вариант не подходит.

Во втором варианте гидроксид калия (щелочь) и ацетата натрия (соль) – электролиты, растительное масло – органическое вещество молекулярного соединения – неэлектролит. Второй вариант также не подходит.

В третьем варианте все вещества – органические, молекулярного строения, не являются электролитами. Этот ответ подходит.

В четвертом варианте неэлектролитом является глюкоза – органическое вещество, не диссоциирующий в водном растворе. Этот вариант неверный.

//Ответ: 3

2. Слабый электролит образуется в реакциях ионного обмена между водными растворами каждой пары веществ:

1) гидроксида аммония и хлорида бария; гидроксида бария и хлорида аммония;

2) нитрата аммония и гидроксида калия; ацетата натрия и серной кислотой;

3) нитрата кальция и бромида натрия; карбоната натрия и гидроксида кальция;

4) хлорида аммония и нитрата серебра; сульфат натрия и соляной кислотой

Решение. Приведем уравнения реакции

  1. 2NH4OH + BaCl2 ↔ 2NH4Cl + Ba(OH)2

И NН4Cl, и Ba(OH)2 – растворимые вещества, сильные электролиты. следовательно, эта реакция не идет в растворе до конца.

2NH4Cl + Ba(OH)2 2NH4OH + BaCl2

NH4OH – слабый электролит



Похожие документы:

  1. Учебное пособие для вузов в. А. Сластенин > И. Ф. Исаев > Е. Н. Шиянов общая

    Документ
    ... . Так, структура программы по химии для 9-го класса включает тему, межпредметные связи, демонстрации ... Федорович, Шиянов Евгений Николаевич ОБЩАЯ ПЕДАГОГИКА Учебное пособие для студентов высших учебных заведений ...
  2. Рабочая программа по химии для 9 класса Учитель

    Рабочая программа
    ... ПРОГРАММЫ ОСНОВНОГО ОБЩЕГО ОБРАЗОВАНИЯ ПО ХИМИИ, Программы курса химии для 9 классов общеобразовательных учреждений ... », 2005. Радецкий А.М., Дидактический материал по химии для 8-9 классов: пособие для учителя. – М.: Просвещение, 2007. Горбунцова ...
  3. Список учебников для 5 класса 5 класс История Уколова В. И, Маринович Л. П. Учебник. История Древнего мира: 5 класс / Под ред. А. О. Чубарьяна. М.: Просвещение, 2010

    Список учебников
    ... Криксунов Е.А., Пасечник В.В. Введение в общую биологию и экологию. 9 класс. – М.: Дрофа, 2009-2013г.г. ... Пособие для общеобразовательных учреждений. Задачник.10-11 классы. – М.: Дрофа, 2012г. Химия 1. Габриелян О.С., Маскаев Ф.Н., Пономарёв С.Ю. Химия ...
  4. Календарный план лабораторно-практических занятий по курсу общей химии для студентов факультета хт и Э. Осенний семестр учебного года

    Документ
    ... очистки веществ”. Лабораторная работа №2 “Важнейшие классы неорганических соединений“. Опыты 1- 5. СРС ... Общая и неорганическая химия: учеб. для вузов. - 4-е изд., стереотип. – М.: Химия, 2000. – 592 с. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для ...
  5. Рабочая программа курса «Основы безопасности жизнедеятельности» для 5 класса на 2013-2014 учебный год

    Рабочая программа курса
    ... 2013/2014 учебный год Класс: 5 Общее количество часов по плану ... Правильно пользоваться препаратами бытовой химии. Контрольная работа, практические ... дорогах. Учебное пособие для 5 классов. М., Издательство, 2004 год 1. ОБЖ 5 классы Электронная библиотека ...

Другие похожие документы..