Растворы электролитическая диссоциация реакции ионного обмена. Электролитическая диссоциация. Ионные реакции обмена. Реакции ионного обмена

Электролитами называют вещества, диссоциирующие (распадающиеся) в растворе на ионы. Растворы электролитов способны проводить электрический ток. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации.

Степень диссоциации - это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества.

По степени диссоциации все электролиты делятся на сильные и слабые электролиты. К сильным электролитам относятся соединения, степень диссоциации которых равна единице, это растворимые соли, щелочи (NaOH , KOH , LiOH , Ca (OH ) 2 ), некоторые кислоты (HI , H 2 SO 4 , HCl , HBr , HNO 3 ). К слабым электролитам относятся вещества, степень диссоциации которых значительно меньше единицы, это вода, нерастворимые и малорастворимые соли, нерастворимые основания, NH 4 OH , ряд кислот (CH 3 COOH , H 2 SO 3 , HNO 2 , H 2 S , HCN , H 3 PO 4 , H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , HF ).

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо, поэтому к нему можно применить закон действующих масс. Так в растворе уксусной кислоты процесс диссоциации обратим:

CH 3 COOH  CH 3 COO  + H 

константа равновесия будет равна:

Константу равновесия для процесса диссоциации называют константой диссоциации, константой кислотности, константой основности, константой ионизации кислот и т.д.

Многоосновные кислоты подвергаются диссоциации по ступеням, и каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации:

H 2 CO 3  H + + HCO 3 −

HCO 3 −  H + + CO 3 −

Вода также яляется слабым электролитом:

H 2 O  H + + OH −

В таблице 1 приведены константы диссоциации ряда кислот, для многоосновных кислот представлены константы диссоциации по ступеням.

Таблица 1.

название	формула	К д	рК = -lgK д
Азотистая	HNO 2	6,9∙10 −4	3,16
Борная	H 3 BO 3	7,1∙10 −10 (K 1)	9,15
Кремневая	H 2 SiO 3	1,3∙10 −10	9,9
Сернистая	H 2 SO 3	1,4∙10 −2	1,85
Сероводородная	H 2 S	1,0∙10 −7	6,99
Угольная	H 2 CO 3	4,5∙10 −7	6,35
Ортофосфорная	H 3 PO 4	7,1∙10 −3 5,0∙10 −13	2,15 12,0
Циановодородная	HCN	5,0∙10 −10	9,3

Составление уравнений реакций ионного обмена.

В растворах электролитов направление реакций определяется следующим правилом: ионные реакции протекают в сторону образования малорастворимых веществ, газов, слабых электролитов и комплексных ионов, реакции являются практически необратимыми. Это правило легко объяснимо, т.к. в результате этих реакций один или несколько ионов выводятся из сферы реакции, что в соответствии с принципом Ла-Шателье, приводит к более полному протеканию химической реакции.

Уравнения реакций в таких случаях рекомендуется записывать в молекулярно-ионной форме (молекулярное уравнение, сокращенное-ионное уравнение), которая позволяет лучше понять сущность процесса. В молекулярно-ионных уравнениях растворимые, сильные электролиты пишутся в виде ионов, а слабые электролиты и малорастворимые вещества в виде молекул.

1. 
   Взаимодействие сильных электролитов с образованием осадка:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4  + 2HCl (молекулярное уравнение)

Ba 2+ + 2Cl  +2H + + SO 4 2  = BaSO 4  + 2H + + 2Cl  (полное ионное уравне ние)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (сокращенное ионное уравнение)
2) Взаимодействие двух сильных электролитов с образованием слабого электролита.

KCN + HCl = KCl + HCN

K + + CN  + H + + Cl  = K + + Cl  + HCN

CN  + H + = HCN

3) Взаимодействие слабого электролита с сильным:

H 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2HNO 3

H 2 S + Pb 2+ + 2NO 3  = PbS + 2H + + 2NO 3 

H 2 S + Pb 2+ = PbS + 2H +

1. 
   Взаимодействие осадка с кислотой:

СaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 

CaCO 3 + 2H + + 2Cl  = Ca 2+ + 2Cl  + H 2 O + CO 2 

CaCO 3 + 2H + = Ca 2+ + H 2 O + CO 2 
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Ионные реакции обмена с образованием осадков.

1. 
   Налейте в три пробирки 5-6 капель фосфата натрия и добавьте в первую пробирку - 5-6 капель нитрата кобальта, во вторую - 5-6 капель сульфата никеля, в третью пробирку - 5-6 капель сульфата меди. Составьте уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
2. 
   Налейте в две пробирки 5-6 капель бихромата калия, в первую добавьте 5-6 капель хлорида бария, во вторую 5-6 капель нитрата висмута. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
3. 
   Исходя из ионного уравнения, составьте молекулярное уравнение и проведите опыт:

Ba 2+ + CO 3 2─ = BaCO 3 

Pb 2+ + 2I ─ = PbI 2 

3Са 2+ + 2PO 4 3– = Ca 3 (PO 4) 2 

1. 
   Исходя из имеющихся реактивов, получите осадки гидроксидов меди, кобальта и никеля. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

Опыт 2. Ионные реакции обмена с образованием слабого электролита.

1. 
   Положите в пробирку несколько кристаллов ацетата натрия и добавьте разбавленную серную кислоту. Напишите уравнения реакции в молекулярном и ионов
2. 
   Налейте в пробирку несколько капель хлорида аммония и добавьте гидроксид калия, определите выделяющийся газ по запаху (при отсутствии запаха пробирку можно слегка подогреть). Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Опыт 3. Смещение ионного равновесия.

1. 
   Налейте в две пробирки по 6-8 капель гидроксида аммония, добавьте 2 капли фенолфталеина. Затем в одну из пробирок добавьте 1 шпатель хлорида аммония, отметьте изменение интенсивности окраски. Объясните, как смещается равновесие в растворе при добавлении хлорида аммония.
2. 
   Налейте в две пробирки по 6-8 капель уксусной кислоты, добавьте 2 капли метилового оранжевого, в одну из пробирок добавьте 1 шпатель ацетата натрия. Сравните интенсивность окраски в пробирках. Отметьте, как смещается равновесие в растворе при добавлении соли.

Опыт 4. Зависимость последовательного выпадения осадков малорастворимых веществ в зависимости от их произведения растворимости.
В одной пробирке получите осадок сульфата свинца, во второй осадок бихромата свинца. Отметьте цвет образовавшихся осадков. В третью пробирку внесите несколько капель бихромата калия и сульфата натрия, перемешайте раствор и добавьте 2 капли нитрата свинца. Определите, какое вещество выпадает в осадок в первую очередь. Исходя из произведения растворимости этих солей, объясните последовательность их выпадения.

Урок: Электролитическая диссоциация. Водородный показатель. Реакции ионного обмена
Цели: систематизировать знания учащихся об электролитической диссоциации. Показать научный подвиг основоположников теории. Показать зависимость свойств веществ от их строения. Привести полученные учащимися знания по теме в единую систему.
Задачи: Совершенствовать умения и навыки составления уравнений диссоциации, ионных уравнений, уравнений гидролиза. Сформировать умение предсказывать среду растворов различных солей. Систематизировать знания учащихся о гидролизе органических веществ. Развить способность наблюдать, анализировать и делать выводы.
Оборудование и реактивы : мультимедиапроектор, компьютер.

Ход урока

Организационный момент

Актуализация опорных знаний:

Учащиеся дают ответ по плану:
- Что такое электрическая проводимость растворов?
- Электролитическая диссоциация солей, оснований и кислот.
- Механизм электролитической диссоциации веществ с ионной связью.

Подведение к изучению новой темы: - Почему растворы кислот, солей и щелочей проводят электрический ток?

Почему температура кипения раствора электролита всегда будет выше, чем температура кипения раствора не электролита той же концентрации?

Изучение нового материала:

1. Понятие электролитическая диссоциация

В 1887 году шведский физико - химик Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы – ионы, которые могут передвигаться к электродам – отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду.

Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название электролитической диссоциации (дословный перевод – расщепление, разложение под действием электричества). Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются толькопереносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит черезраствор ток или нет. При активном участии Сванте Аррениуса была сформулирована теория электролитической диссоциации, которою часто называют в честь этого ученого. Основная идея данной теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. И именно эти ионы являются носителями заряда и отвечают за электропроводность раствора.

Электрический ток - это направленное движение свободных заряженных частиц. Вы уже знаете, что растворы и расплавы солей и щелочей электропроводны, так как состоят не из нейтральных молекул, а из заряженных частиц – ионов. При расплавлении или растворении ионы становятся свободными переносчиками электрического заряда.

Процесс распада вещества на свободные ионы при его растворении или расплавлении называют электролитической диссоциацией.

2. Сущность процесса электролитической диссоциации солей

Сущность электролитической диссоциации заключается в том, что ионы становятся свободными под влиянием молекулы воды. Рис.1. Процесс распада электролита на ионы отображают с помощью химического уравнения. Запишем уравнение диссоциации хлорида натрия и бромида кальция. При диссоциации одного моля хлорида натрия образуются один моль катионов натрия и один моль хлорид - анионов. NaCl ⇄ Na+ + Cl-

При диссоциации одного моля бромида кальция образуется один моль катионов натрия и два моля бромид - анионов.

CaBr2 ⇄ Ca2+ + 2Br-

Обратите внимание: так как в левой части уравнения записана формула электронейтральной частицы, то суммарный заряд ионов должен быть равен нулю.

Вывод : при диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотного остатка.

3. Сущность процесса электролитической диссоциации щелочей

Рассмотрим процесс электролитической диссоциации щелочей. Запишем уравнение диссоциации в растворе гидроксида калия и гидроксида бария.

При диссоциации одного моля гидроксида калия образуются один моль катионов калия и один моль гидроксид-анионов. KOH ⇄ K+ + OH-

При диссоциации одного моля гидроксида бария образуются один моль катионов бария и два моля гидроксид - анионов. Ba(OH)2 ⇄ Ba2+ + 2 OH-

Вывод: при электролитической диссоциации щелочей образуются катионы металла и гидроксид - анионы.

Нерастворимые в воде основания практически не подвергаются электролитической диссоциации, так как в воде они практически нерастворимы, а при нагревании – разлагаются, так что расплав их получить не удается.

4. Сущность процесса электролитической диссоциации кислот

Рассмотри процесс электролитической диссоциации кислот. Молекулы кислот образованы ковалентной полярной связью, а значит, кислоты состоят не из ионов, а из молекул.

Возникает вопрос – как же тогда кислота диссоциирует, т. е как в кислотах образуются свободные заряженные частицы? Оказывается, ионы образуются в растворах кислот именно при растворении.

Рассмотрим процесс электролитической диссоциации хлороводорода в воде, но для этого запишем строение молекул хлороводорода и воды. Обе молекулы образованы ковалентной полярной связью. Электронная плотность в молекуле хлороводорода смещена к атому хлора, а в молекуле воды – к атому кислорода. Молекула воды способна оторвать катион водорода от молекулы хлороводорода, при этом образуется катион гидроксония Н3О+.

Тогда уравнение диссоциации хлороводорода выглядит так: HCl ⇄ H+ + Cl-

5. Ступенчатая диссоциация кислот

Ступенчатая диссоциация серной кислоты

Рассмотри процесс электролитической диссоциации серной кислоты. Серная кислота диссоциирует ступенчато, в две стадии.

I–я стадия диссоциации

На первой стадии отрывается один катион водорода и образуется гидросульфат-анион.

H2SO4 ⇄ H+ + HSO4-

гидросульфат-анион.

II - я стадия диссоциации

На второй стадии происходит дальнейшая диссоциация гидросульфат - анионов. HSO4- ⇄ H+ + SO42-

Эта стадия является обратимой, то есть, образующиеся сульфат - ионы могут присоединять к себе катионы водорода и превращаться в гидросульфат - анионы. Это показано знаком обратимости.

Существуют кислоты, которые даже на первой стадии диссоциируют не полностью – такие кислоты являются слабыми. Например, угольная кислота Н2СО3.

Водородный показатель характеризует концентрацию свободных ионов водорода в воде.

Для удобства отображения был введен специальный показатель, названный рН и представляющий собой логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком, т.е. pH = -log.

Если говорить проще, то величина рН определяется количественным соотношением в воде ионов Н + и ОН - , образующихся при диссоциации воды. Если в воде пониженное содержание свободных ионов водорода (рН>7) по сравнению с ионами ОН - , то вода будет иметь щелочную реакцию, а при повышенном содержании ионов Н + (рН<7)- кислую. В идеально чистой дистиллированной воде эти ионы будут уравновешивать друг друга. В таких случаях вода нейтральна и рН=7. При растворении в воде различных химических веществ этот баланс может быть нарушен, что приводит к изменению уровня рН.

Рефлексия: составить синквейн

Д/З:

Подведение итога урока

На этом уроке вы узнали, что растворы кислот, солей и щелочей электропроводны, так как при их растворении образуются заряженные частицы – ионы. Такой процесс называется электролитической диссоциацией. При диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотных остатков. При диссоциации щелочей образуются катионы металла и гидроксид-анионы. При диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Электролитическая диссоциация - процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблукови В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.

Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс.

Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.

Основные положения ТЭД (Теории электролитической диссоциации):

Молекулы распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (простые и сложные).

Под действием электрического тока катионы (положительно заряженные ионы движутся к катоду(-), а анионы (отрицательно заряженные ионы) к аноду(+)

Степень диссоциации зависит от природы вещества и растворителя, концентрации, температуры.

Если степень диссоциации зависит от природы вещества, то можно судить, что существует разграничение между определёнными группами веществ.

Большая степень диссоциации присуща сильным электролитам (большинству оснований, солям, многим кислотам). Стоит учесть, что распад на ионы – обратимая реакция. Так же стоит сказать, что в данной теме не будут разобраны примеры диссоциации двойных и основных солей, их диссоциация описана в теме “соли”.
Примеры сильных электролитов:
NaOH, K 2 SO 4 , HClO 4
Уравнения диссоциации:
NaOH⇄Na + +OH -

K 2 SO 4 ⇄2K + +SO 4 2-

HClO 4 ⇄H + +ClO 4 -

Количественной характеристикой силы электролитов является степень диссоциации (α) – отношение молярной концентрации продиссоциировавшего электролита к его общей молярной концентрации в растворе.

Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах. Интервал значений – от 0 до 100%.

α = 0% относится к неэлектролитам (диссоциация отсутствует)

0% <α < 100% относится к слабым электролитам (диссоциация неполная)
α = 100% относится к сильным электролитам (полная диссоциация)

Так же стоит помнить про количество ступеней диссоциации, например:
Диссоциация раствора H 2 SO 4

H 2 SO 4 ⇄H + +HSO 4 -

HSO 4 - ⇄H + +SO 4 2-

У каждой ступени диссоциации своя степень диссоциации.
Например, диссоциация солей CuCl 2 , HgCl 2:
CuCl 2 ⇄Cu 2+ +2Cl - диссоциация протекает полностью

А в случае с хлоридом ртути диссоциация идёт неполностью и то не до конца.

HgCl 2 ⇄HgCl + +Cl -

Возвращаясь же к раствору серной кислоты, стоит сказать, что степень диссоциации обеих ступеней разбавленной кислоты гораздо больше, чем у концентрированной. При диссоциации концентрированного раствора очень много молекул вещества и большая концентрация гидроанионов HSO 4 - .

У многоосновных кислот и многокислотных оснований диссоциация идёт в несколько ступеней (в зависимости от основности).

Перечислим сильные и слабые кислоты и приступим к уравнениям ионного обмена:
Сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO 3 , HBrO 3 , HIO 3 , HClO 4 , H 2 SO 4 , H 2 SeO 4 ,HNO 3 , HMnO 4 , H 2 Cr 2 O 7)

Слабые кислоты (HF, H 2 S, H 2 Se, HClO, HBrO, H 2 SeO 3 , HNO 2 ,H 3 PO 4 , H 4 SiO 4 , HCN, H 2 CO 3 , CH 3 COOH)

Химические реакции в растворах и расплавах электролитов протекают с участием ионов. В таких реакциях степени окисления элементов не изменяются, и сами реакции называются реакциями ионного обмена .

Реакции ионного обмена будут протекать до конца (необратимо) , если образуются малорастворимые или практически нерастворимые вещества (они выпадают в осадок), летучие вещества (выделяются в виде газов) или слабые электролиты (например, вода).

Реакции ионного обмена принято писать в три стадии:
1. Молекулярное уравнение
2. Полное ионное уравнение
3. Сокращенное ионное уравнение
При написании обязательно указывать осадки и газы, а так же руководствоваться таблицей растворимости.

Реакции, где все реагенты и продукты получились растворимые в воде, не протекают.

Несколько примеров:
Na 2 CO 3 +H 2 SO 4 →Na 2 SO 4 +CO 2 +H 2 O

2Na + +CO 3 2- +2H + +SO 4 2- →2Na + +SO 4 2- +CO 2 +H 2 O

CO 3 2- +2H + →CO 2 +H 2 O

Сокращённое ионное уравнение получается с помощью вычёркивания одинаковых ионов из обеих частей полного ионного уравнения.

Если реакция ионного обмена идёт между двумя солями с образованием осадка, то следует брать два хорошо растворимых реагента. То есть, реакция ионного обмена пойдёт если растворимость реагентов будет выше, чем у одного из продуктов.

Ba(NO 3) 2 +Na 2 SO 4 →BaSO 4 ↓+2NaNO 3

Иногда при написании реакций ионного обмена пропускают полное ионное уравнение и сразу пишут сокращенное.

Ba 2+ +SO 4 2- →BaSO 4 ↓

Для получения осадка малорастворимого вещества всегда надо выбирать хорошо растворимые реагенты в их концентрированных растворах.
Например:
2KF+FeCl 2 →FeF 2 ↓+2KCl

Fe 2+ +2F - →FeF 2 ↓

Данные правила подбора реагентов для осаждения продуктов справедливы только для солей.

Примеры реакций с выпадением осадков:
1.Ba(OH) 2 +H 2 SO 4 →BaSO 4 ↓+2H 2 O

Ba 2+ +SO 4 2- →BaSO 4 ↓

2. AgNO 3 +KI→AgI↓+KNO 3

Ag + +I - →AgI↓

3.H 2 S+Pb(NO 3) 2 →PbS↓+2HNO 3

H 2 S+Pb 2+ →PbS↓+2H +

4. 2KOH+FeSO 4 →Fe(OH) 2 ↓+K 2 SO 4

Fe 2+ +2OH - →Fe(OH) 2 ↓

Примеры реакций с выделением газов:
1.CaCO 3 +2HNO 3 →Ca(NO 3) 2 +CO 2 +H 2 O

CaCO 3 +2H + →Ca 2+ +CO 2 +H 2 O

2. 2NH 4 Cl+Ca(OH) 2 →2NH 3 +CaCl 2 +2H 2 O

NH 4 + +OH - →NH 3 +H 2 O

3. ZnS+2HCl→H 2 S+ZnCl 2

ZnS+2H + →H 2 S+Zn 2+

Примеры реакций с образованием слабых электролитов:
1.Mg(CH 3 COO) 2 +H 2 SO 4 →MgSO 4 +2CH 3 COOH

CH 3 COO - +H + →CH 3 COOH

2. HI+NaOH→NaI+H 2 O

H + +OH - →H 2 O

Рассмотрим применение изученного материала на конкретных заданиях, встречающихся на экзаменах:
№1 .Среди веществ: NaCl, Na 2 S, Na 2 SO 4 – в реакцию с раствором Cu(NO3) 2 вступает(-ют)

1) толькоNa 2 S

2) NaCl и Na 2 S

3) Na 2 Sи Na 2 SO 4

4) NaCl и Na 2 SO 4

Под словом “вступают” подразумевается “протекает реакция”, а как было сказано выше, реакция протекает если образовалось нерастворимое или малорастворимое вещество, выделился газ или образовался слабый электролит (вода).

Разберём варианты по очереди.
1) Cu(NO 3) 2 +Na 2 S→CuS↓+2NaNO 3 образовался осадок.
2)NaCl+Cu(NO 3) 2 ↛CuCl 2 +2NaNO 3

Протекает только реакция с Na 2 S с образованием осадка

3)С Na 2 S так же будет образование осадка как и в первых двух примерах.
Na 2 SO 4 +Cu(NO 3) 2 ↛CuSO 4 +2NaNO 3

Все продукты являются хорошо растворимыми электролитами, это не газы, следовательно, реакция не протекает.

4) С Na 2 SO 4 реакция не протекает как в прошлом варианте ответа
NaCl+Cu(NO 3) 2 ↛CuCl 2 +2NaNO 3

Все продукты являются хорошо растворимыми электролитами, это не газы, следовательно, реакция не протекает.

Следовательно, подходит 1 вариант ответа.

№2 . Газ выделяется при взаимодействии

1) MgCl 2 и Ba(NO 3) 2

2) Na 2 CO 3 и CaCl 2

3) NH 4 ClиNaOH

4) CuSO 4 и KOH

Слово “газ” в таких заданиях обозначает именно газы и легколетучие соединения.

В заданиях в качестве таких соединений обычно встречаются NH 3 ·H 2 O, H 2 CO 3 (в нормальных условиях проведения реакции разлагается на CO 2 и H 2 O, принято не писать полную формулу угольной кислоты, а сразу расписывать на газ и воду), H 2 S.

Из представленных веществ выше мы не сможем получить H 2 S, потому что отсутствует сульфид-ион во всех веществах. Так же не сможем получить углекислый газ, ибо для его получения из соли нужно добавить кислоту, а в паре с карбонатом натрия находится другая соль.
Мы можем получить газ в 3 варианте ответа.
NH 4 Cl+NaOH→NH 3 +NaCl+H 2 O

Выделился газ с резким запахом.

Следовательно, подходит 3 вариант ответа.

№3 .В реакцию с соляной кислотой вступает

1) нитрат серебра

2) нитрат бария

3) серебро

4) оксид кремния

Среди реагентов есть два электролита, чтобы прошла реакция, нужно, чтоб выделился осадок.
С оксидом кремния соляная кислота не прореагирует, а серебро не вытеснит водород из соляной кислоты.
Ba(NO 3) 2 +2HCl→BaCl 2 +2HNO 3 реакция не будет протекать, так как все продукты – растворимые электролиты
AgNO 3 +HCl→AgCl↓+NaNO 3

Выпадет белый творожистый осадок нитрата серебра
Следовательно, подходит 1 вариант ответа.

Следующий пример задания, в отличие от первых трёх, взят из КИМа ЕГЭ 2017.
Первые три взяты из КИМа ОГЭ 2017

Установите соответствие между формулами веществ и реагентом, с помощью которого можно различить их водные растворы: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВ РЕАГЕНТ
А) HNO 3 и H 2 O 1) CaCO 3
Б)KClи NaOH 2) KOH

В)NaClи BaCl 2 3) HCl

Г) AlCl 3 и MgCl 2 4) KNO 3

Чтобы выполнить это задание, следует сначала понять, что под каждой буквой указаны два вещества, которые находятся в одном растворе и нужно подобрать вещество так, чтоб хотя бы одно из них вступило в качественную реакцию с веществом-реагентом, который дан под цифрой.

К раствору азотной кислоты добавим карбонат кальция, углекислый газ станет признаком реакции:
2HNO 3 +CaCO 3 →Ca(NO 3) 2 +CO 2 +H 2 O
Ещё, по логике, карбонат кальция не растворяется в воде, значит, во всех остальных растворах тоже не растворится, следовательно, к признакам реакции можно добавить растворение карбоната кальция, помимо выделения газа.

Раствор под буквой Б можно было бы различить с помощью соляной кислоты под цифрой 3, но только в случае, если было бы разрешено воспользоваться индикатором (фенолфталеин), который бы обесцветился после реакции, ибо произойдёт нейтрализация щёлочи .

Поэтому, можем различитьв растворе OH - ион только при помощи 5 раствора (CuSO 4)
2NaOH+CuSO 4 →Cu(OH) 2 ↓+Na 2 SO 4

Образовались кристаллики голубого цвета на две раствора.

Раствор под буквой В можем различить так же с помощью реактива под номером 5, ибо сульфат-ионы, соединяясь с барием сразу выпадут в белый кристаллический осадок, который не растворим в избытке даже самых сильных кислот.
BaCl 2 +CuSO 4 →CuCl 2 +BaSO 4 ↓

Раствор под буквой Г нетрудно различить с помощью любой щелочи, т.к основания магния и алюминия при протекании реакции сразу выпадут в осадок. Щелочь представлена под цифрой 2

AlCl 3 +3KOH→Al(OH) 3 ↓+3KCl

MgCl 2 +2KOH→Mg(OH) 2 ↓+2KCl

Редактор: Харламова Галина Николаевна

Электролитическая диссоциация – это процесс распада молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Электролиты – это вещества, расплавы или водные растворы которых проводят электрический ток. К ним относятся растворы кислот, расплавы и растворы щелочей и солей. Неэлектролиты – это вещества, которые не проводят электрический ток. К ним относятся многие органические вещества.

Электролиты, которые практически полностью диссоциируют на ионы, называются сильными; электролиты, которые частично диссоциируют на ионы, называются слабыми. Для количественной оценки полноты диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул, находящихся в растворе.

Обычно степень диссоциации (α ) выражают в долях единицы или %:

где n – число частиц, подвергшихся электролитической диссоциации;

n 0 – общее число частиц в растворе.

Сильные электролиты – почти все соли, растворимые основания (NaOH , KOH , Ba (OH ) 2 и др.), неорганические кислоты (H 2 SO 4 , HCl , HNO 3 , HBr , HI и др).

Слабые электролиты – нерастворимые основания и NH 4 OH , неорганические кислоты (H 2 CO 3, , H 2 S , HNO 2, H 3 PO 4 и др.), органические кислоты и вода H 2 O .

Сильные электролиты диссоциируют на ионы практически нацело (т.е. процесс диссоциации является необратимым) и одностадийно:

HCl = H + + Cl – H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2–

Слабые электролиты диссоциируют частично (т.е. процесс диссоциацииявляется обратимым) и ступенчато. Например, для многоосновных кислот на каждой стадии происходит отрыв одного иона водорода:

1. H 2 SO 3 ⇄ H + + HSO 3 - 2. HSO 3 - ⇄ H + + SO 3 2-

Таким образом, число стадий многоосновных кислот определяется основностью кислоты (числом ионов водорода), а число стадий многокислотных оснований будет определяться кислотностью основания (или числом гидроксильных групп): NH 4 OH ⇄ NH 4 + + OH – . Процесс электролитической диссоциации завершается установлением в системе состояния химического равновесия, которое характеризуется константой равновесия:

Константа равновесия процесса электролитической диссоциации называется константой диссоциации – К Д . Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя, температуры, но не зависит от концентрации электролита.

Между К Д и α существует количественная связь:

(13)

Соотношение (13) называют законом разбавления Оствальда: степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.

Для слабых электролитов, когда α 1, К Д = α 2 С.

Вода является слабым электролитом, поэтому диссоциирует обратимо:

H 2 O ⇄ H + + OH – ∆ H = +56,5кДж/моль

Константа диссоциации воды:

Степень диссоциации воды очень мала (это очень слабый электролит). Так как вода присутствует в большом избытке, то ее концентрация может считаться величиной постоянной и составляет
, тогда

К Д [ H 2 O ] = [ H + ]∙[ OH - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14

[ H + ]∙[ OH - ] = 10 -14 = K W – ионное произведение воды

Так как в воде концентрации катионов водорода и гидроксид-ионов равны, то: [ H + ] = [ OH - ] =
.

Растворение в воде других веществ (кислот, оснований, солей) изменяет концентрацию ионов Н + или ОН – , а их произведение всегда остается постоянным и равным 10 -14 при Т=25 0 С. Концентрация ионов Н + может служить мерой кислотности или щелочности раствора. Обычно для этой цели используется водородный показатель: pH = - lg [ H + ]. Таким образом, водородный показатель – это десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком.

В зависимости от концентрации ионов водорода различают три среды.

В нейтральной среде [ H + ] = [ OH - ]= 10 -7 моль/л, рН= – lg 10 -7 = 7 . Эта среда характерна как для чистой воды, так и для нейтральных растворов. В кислых растворах [ H + ] > 10 -7 моль/л, рН < 7 . В кислых средах рН меняется в пределах 0 < рН < 7 . В щелочных средах [ H + ] < [ОН – ] и [ H + ] < 10 -7 моль/л , следовательно, рН > 7 . Пределы изменения рН: 7 < рН < 14 .

Реакции ионного обмена (РИО) – это реакции между ионами, протекающие в водных растворах электролитов. Отличительная особенность обменных реакций: элементы, входящие в состав реагирующих веществ, не меняют свою степень окисления. Реакции ионного обмена являются необратимыми реакциями и протекают при условии : 1) образования малорастворимого вещества, 2) выделения газообразного вещества, 3) образования слабого электролита.

При протекании РИО противоположно заряженные ионы связываются и выводятся из сферы реакции. Сущность реакций ионного обмена выражают с помощью ионных уравнений, которые, в отличие от молекулярных, показывают истинных участников реакции. При составлении ионных уравнений следует руководствоваться тем, что вещества малодиссоциирующие, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные записываются в молекулярной форме. Сильные растворимые электролиты записываются в виде ионов. Поэтому при написании ионных уравнений необходимо пользоваться таблицей растворимости солей и оснований в воде.

Гидролиз – это процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводящий к образованию малодиссоциирующих соединений; является частным случаем реакций ионного обмена. Гидролизу подвергаются соли, образованные:

слабой кислотой и сильным основанием (NaCH 3 COO , Na 2 CO 3 , Na 2 S , );

слабым основанием и сильной кислотой (NH 4 Cl , FeCl 3 , AlCl 3 ,);

слабым основанием и слабой кислотой (NH 4 CN , NH 4 CH 3 COO ).

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются: Na 2 SO 4 , BaCl 2 , NaCl , NaJ и т.д.

Гидролиз солей увеличивает концентрации ионов Н + или ОН – . Это приводит к смещению ионного равновесия воды и в зависимости от природы соли сообщает раствору кислую или щелочную среду (см. примеры решения задач).

Цель работы. Приобрести навыки составления молекулярных и ион- ных уравнений реакций, протекающих в растворах электролитов. Нау- читься определять направление протекания ионных реакций.

При растворении некоторых веществ в воде (или других поляр- ных растворителях) под воздействием молекул растворителя проис- ходит распад молекул данного вещества на ионы. В результате этого процесса раствор содержит не только молекулы растворителя и рас- творенного вещества, но и образовавшиеся ионы. Растворы веществ, которые при растворении в воде или других полярных растворителях распадаются на ионы, называются электролитами.

Процесс распада молекул растворенного вещества (электроли- та) на ионы под действием полярных молекул растворителя называ- ется электролитической диссоциацией.

Растворы электролитов обладают ионной электропроводностью (в переносе электрических зарядов участвуют ионы) и являются про- водниками второго рода.

Количественной характеристикой процесса распада растворенно- го вещества на ионы является степень электролитической диссоциа- ции – α. Степенью диссоциации называется отношение числа молекул растворенного вещества, распавшихся на ионы в растворе (n), к об- щему числу растворенных молекул (N):

Степень электролитической диссоциации определяется опытным пу- тем и выражается либо в долях единицы, либо в процентах. Степень дис- социации электролита зависит от природы электролита, концентрации и температуры.

По степени диссоциации электролита в растворе с молярной кон-

центрацией эквивалента, равной 0,1 моль/л (0,1 н.), растворы условно

делят на три группы: сильные, слабые и средние электролиты. Если в

0,1 н. растворе электролита α > 0,3 (30 \%) электролит считается сильным, α ≤ 0,03 (3 \%) – слабым электролитом. Электролиты с промежуточными значениями степени диссоциации считают средними.

К сильным электролитам, если растворителем является вода, отно-

– кислоты: НNO3, H2SO4, НCNS, НCl, НClO3, HClO4, HBr, HВrО3, HВrО4, НI, НIO3 HMnO4, H2SeO4, HReO4, HTcO4; а также кислоты Н2СrO4, H4P2O7, H2S2O6 которые являются сильными по первой ступени дис- социации, т. е. при отрыве первого иона Н+;

– основания: гидроксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и щелочнозе- мельных металлов (Ca, Sr, Ba, Ra): LiOH, NаОН, KОH, RbОН, CsОН, FrОН, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2; Ra(OH)2; а также TlOH;

– большинство солей. Исключение: Fe(SCN)3, Mg(CN)2, HgCl2, Hg(CN)2.

К слабым электролитам относятся:

– кислоты: H2CO3, НClO, H2S, H3BO3, HCN, H2SO3, H2SiO3, CH3COOH, HCOOH, H2C2O4 и т. д. (Приложение, табл. 2);

– основания (р- и d-элементов): Be(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2; гид- роксид аммония NH4OH, а также органические основания – амины (CH3NH2) и амфолиты (H3N+CH2COOˉ).

Вода является очень слабым электролитом (H2O) α = 2·10-9, т. е.

молекулы воды также могут распадаться на ионы за счет взаимодействия молекул между собой.

Сильные электролиты – вещества, которые при растворении в воде полностью распадаются на ионы, т. е. диссоциируют практически нацело. После разрыва связи между ионами в молекуле электролита под действи- ем молекул воды, образовавшиеся ионы окружают себя молекулами воды и поэтому в растворе находятся в гидратированном состоянии. С учетом гидратации ионов уравнение электролитической диссоциации можно бы- ло бы записать таким образом:

Na+Clˉ (к) + (x+y) H2О + + ˉ

Уравнение диссоциации сильного электролита записывают упрощенно,

например:

NaCl → Na+ + Clˉ;

HNO3 → H+ + NO3ˉ;

Ва(ОН)2 → Ва2+ + 2ОНˉ

К слабым электролитам относятся вещества, которые при растворе- нии в воде частично диссоциируют на ионы. Между ионами, концентра- ция которых в растворе невелика, и реально существующими недиссоции- рованными молекулами устанавливается равновесие:

CH3COOH ⇄ CH3COOˉ + H+; H2О ⇄ H+ + ОНˉ.

Такая запись означает, что в растворе одновременно происходят два

процесса: распад молекул на ионы и образование молекул из ионов. Рав- новесие в растворах слабых электролитов смещено в сторону исходных продуктов, поэтому слабые электролиты в растворе существуют преиму- щественно в виде молекул.

Химические свойства растворов электролитов зависят от свойств ио- нов и молекул, находящихся в растворе. Направление протекания реакций между ионами и молекулами в растворах электролитов определяется воз- можностью образования малорастворимых веществ или слабых электро- литов. Если в результате реакции не происходит образования малорас- творимого вещества или слабого электролита, то такая реакция протекать не может. Например, при сливании растворов нитрата натрия и хлорида калия реакция не протекает, так как по обменной реакции из ионов нахо- дящихся в растворе не может образоваться какое либо малорастворимое вещество или слабый электролит. Эти соли относятся к сильным электро- литам и хорошо растворяются в воде, поэтому в растворе будет находить-

ся смесь ионов:

Na+ + NO3ˉ + K+ + Clˉ,

из которых состояли исходные вещества. Следовательно, в этом случае нельзя написать молекулярное уравнение обменной реакции

NaNO3 + KCl ≠ KNO3 + NaCl.

Реакцию, протекающую в растворе, можно представить в виде:

Молекулярного уравнения реакции;

Ионно-молекулярного уравнения (полного или сокращенного).

Уравнение реакции, содержащее только формулы недиссоциирован- ных веществ, называется молекулярным уравнением. Молекулярная форма уравнения показывает, какие вещества и в каком количестве участвуют в реакции. Оно позволяет производить необходимые расчеты, связанные с данной реакцией. Уравнение, содержащее формулы недиссоциированных слабых электролитов и ионы сильных электролитов, называется полным ионным или ионно-молекулярным уравнением реакции.

Сократив одинаковые продукты в левой и правой части ионно- молекулярного уравнения реакции, получаем сокращенное или краткое ионное уравнение реакции. Ионное уравнение, не содержащее одинако- вых веществ (ионов или молекул) в левой и правой части реакции, назы- вается сокращенным или кратким ионным уравнением реакции. Это урав- нение и отражает сущность происходящей реакции.

При записи ионных уравнений реакций необходимо помнить:

1) сильные электролиты следует записывать в виде отдельных со-

ставляющих их ионов;

2) слабые электролиты и малорастворимые вещества следует запи-

сывать в виде молекул.

В качестве примера рассмотрим взаимодействие соды с кислотой. В молекулярном уравнении реакции исходные вещества и продукты реак- ции записывают в виде молекул:

Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O.

Принимая во внимание, что в водном растворе молекулы электроли-

тов распадаются на ионы, полное ионное уравнение этой реакции имеет вид

CO 2–

В ионном уравнении слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества записывают в виде молекул. Знак ↓, стоящий при формуле веще- ства, обозначает, что это вещество выведено из сферы реакции в виде

осадка, а знак обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа.

Вещества, молекулы которых полностью диссоциируют на ионы (сильные электролиты), записывают в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.

При написании ионных уравнений следует руководствоваться табли- цей растворимости кислот, оснований и солей в воде, т. е. обязательно проверять растворимость реагентов и продуктов, отмечая это в уравнени- ях, а также таблицей констант диссоциации слабых электролитов (Прило- жение, табл. 1 и 2). Рассмотрим примеры записи некоторых ионно- молекулярных уравнений.

Пример 1. Образование трудно- и малорастворимых соединений (осадка).

а) Образование сульфата бария

Молекулярное уравнение реакции:

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl.

Полное ионное (ионно-молекулярное) уравнение реакции:

Ba2+ + 2Clˉ + 2Na+ + SO4 ˉ = BaSO4↓ + 2Na

CO 2–

CO2 + H2O (сокращенное ионное уравнение).

Пример 3. Образование слабого электролита.

2Na+ + 2OH– +2H+ + SO 2–

(полное ионное уравнение)

2OH– + 2H+ = 2H2O (сокращенное ионное уравнение).

Реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием сводится к взаимодействию ионов водорода с гидроксид-ионами;

б) слабой кислоты:

2NaNO2 + H2SO4 = 2HNO2 + Na2SO4 (молекулярное уравнение)

NH +

(полное ионное уравнение)

NH4OH (сокращенное ионное уравнение).

Сильные основания вытесняют слабые основания из их солей.

Пример 4. Когда среди исходных соединений и продуктов реакции есть слабый электролит или малорастворимое вещество, то в уравнении применяет-

ся знак равновесия «⇄». Равновесие в реакции смещается в сторону более слабого электролита или малорастворимого вещества, что обозначается

значком (↷)..

а) CH3COOH + NaОН ⇄ CH3COONa + H2O

CH3COOН + ОНˉ ⇄ CH3COOˉ + H2O (↷).

В результате реакции образуется более слабый электролит – вода. Равнове-

сие смещается в сторону прямой реакции.

б) CaSO4↓ + Na2CO3 ⇄ CaCO3↓ + Na2SO4;

CaSO4↓ + 2 Na+ + CO 2–

⇄ CaCO3↓ + 2 Na+

В результате реакции образуется менее растворимая соль – карбонат каль-

ция. Равновесие смещается в сторону прямой реакции.

Пример 5. Составьте три возможных молекулярных уравнения реакции,

соответствующих сокращенному ионному уравнению: CH3COO– + H+ = CH3COOH.

Решение. В левой части ионного уравнения указаны свободные ионы СН3СОО– и Н+. Эти ионы образуются при диссоциации каких-либо раствори- мых сильных электролитов. Ионы СН3СОО– могут образовываться при диссо- циации, например солей КСН3СОО, NaCH3COO, Mg (CH3COO)2; донорами ио-

нов Н+ могут быть любые сильные кислоты. Молекулярные уравнения реакций,

которым отвечает данное молекулярно-ионное уравнение, могут быть:

1. KCH3COO + HCl = CH3COOH + KCl;

2. NaCH3COO + HNO3 = CH3COOH + NaNO3;

3. Mg(CH3COO)2 + H2SO4 = 2 CH3COOH + MgSO4.

Техника безопасности

1. Соблюдайте особую осторожность при работе с растворами кислот и щелочей, не допускайте их попадания на кожу и одежду.

2. Если в процессе эксперимента выделяется токсичный газообразный продукт, то обязательно проводите опыт в вытяжном шкафу при работаю- щей вентиляции.

3. Соблюдайте осторожность при работе с токсичными солями и их растворами (соли бария, хрома, меди и др.).