Соли, их свойства, гидролиз
Ученица 8 класс Б школы № 182
Петрова Полина
Учитель химии:
Харина Екатерина Алексеевна
МОСКВА 2009
В быту мы привыкли иметь дело лишь с одной солью – поваренной, т.е. хлоридом натрия NaCl. Однако в химии солями называют целый класс соединений. Соли можно рассматривать как продукты замещения водорода в кислоте на металл. Поваренную соль, например, можно получить из соляной кислоты по реакции замещения:
2Na + 2HCl = 2NaCl + H 2 .
кислота соль
Если вместо натрия взять алюминий, образуется другая соль – хлорид алюминия:
2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2
Соли – это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков. Они являются продуктами полного или частичного замещения водорода в кислоте на металл или гидроксильной группы в основании на кислотный остаток. Например, если в серной кислоте H 2 SO 4 заместить на калий один атом водорода, получим соль KHSO 4 , а если два – K 2 SO 4 .
Различают несколько типов солей.
Типы солей | Определение | Примеры солей |
Средние | Продукт полного замещения водорода кислоты на металл. Ни атомов Н, ни ОН-групп не содержат. | Na 2 SO 4 сульфат натрия CuCl 2 хлорид меди (II) Ca 3 (PO 4) 2 фосфат кальция Na 2 CO 3 карбонат натрия (кальцинированная сода) |
Кислые | Продукт неполного замещения водорода кислоты на металл. Содержат в своем составе атомы водорода. (Они образованны только многоосновными кислотами) | CaHPO 4 гидрофосфат кальция Ca(H 2 PO 4) 2 дигидрофосфат кальция NaHCO 3 гидрокарбонат натрия (питьевая сода) |
Основные | Продукт неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Включают ОН-группы. (Образованны только многокислотными основаниями) | Cu(OH)Cl гидроксохлорид меди (II) Ca 5 (PO 4) 3 (OH) гидроксофосфат кальция (CuOH) 2 CO 3 гидроксокарбонат меди (II) (малахит) |
Смешанные | Соли двух кислот | Ca(OCl)Cl – хлорная известь |
Двойные | Соли двух металлов | K 2 NaPO 4 – ортофосфат дикалия-натрия |
Кристаллогидраты | Содержат кристаллизационную воду. При нагревании они обезвоживаются – теряют воду, превращаясь в безводную соль. | CuSO 4 . 5H 2 O – пятиводный сульфат меди(II) (медный купорос) Na 2 CO 3 . 10H 2 O – десятиводный карбонат натрия (сода) |
Способы получения солей.
1. Соли можно получить, действуя кислотами на металлы, основные оксиды и основания:
Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2
хлорид цинка
3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
сульфат железа (III)
3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
нитрат хрома (III)
2. Соли образуются при реакции кислотных оксидов со щелочами, а также кислотных оксидов с основными оксидами:
N 2 O 5 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3) 2 + H 2 O
нитрат кальция
SiO 2 + CaO CaSiO 3
силикат кальция
3. Соли можно получить при взаимодействии солей с кислотами, щелочами, металлами, нелетучими кислотными оксидами и другими солями. Такие реакции протекают при условии выделения газа, выпадения осадка, выделения оксида более слабой кислоты или выделения летучего оксида.
Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4
ортофосфат кальция сульфат кальция
Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4
сульфат железа (III) сульфат натрия
CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu
сульфат меди (II) сульфат железа (II)
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2
карбонат кальция силикат кальция
Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3
сульфат хлорид сульфат хлорид
алюминия бария бария алюминия
4. Соли бескислородных кислот образуются при взаимодействии металлов с неметаллами:
2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3
хлорид железа (III)
Физические свойства.
Соли – твердые вещества различного цвета. Растворимость в воде их различна. Растворимы все соли азотной и уксусной кислот, а также соли натрия и калия. О растворимости в воде других солей можно узнать из таблицы растворимости.
Химические свойства.
1) Соли реагируют с металлами.
Так как эти реакции протекают в водных растворах, то для опытов нельзя применять Li, Na, K, Ca, Ba и другие активные металлы, которые при обычных условиях реагируют с водой, либо проводить реакции в расплаве.
CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu
Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb
2) Соли реагируют с кислотами. Эти реакции протекают, когда более сильная кислота вытесняет более слабую, при этом выделяется газ или выпадает осадок.
При проведении этих реакций обычно берут сухую соль и действуют концентрированной кислотой.
BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl
Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3
3) Соли реагируют со щелочами в водных растворах.
Это способ получения нерастворимых оснований и щелочей.
FeCl 3 (p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH) 3 + 3NaCl
CuSO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2
Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 BaSO 4 + 2NaOH
4) Соли реагируют с солями.
Реакции протекают в растворах и используются для получения практически нерастворимых солей.
AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3
CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaCl
5) Некоторые соли при нагревании разлагаются.
Характерным примером такой реакции является обжиг известняка, основной составной частью которого является карбонат кальция:
CaCO 3 CaO + CO2 карбонат кальция
1. Некоторые соли способны кристаллизироваться с образованием кристаллогидратов.
Сульфат меди (II) CuSO 4 – кристаллическое вещество белого цвета. При его растворении в воде происходит разогревание и образуется раствор голубого цвета. Выделение теплоты и изменение цвета – это признаки химической реакции. При выпаривании раствора выделяется кристаллогидрат CuSO 4 . 5H 2 O (медный купорос) . Образование этого вещества свидетельствует о том, что сульфат меди (II) реагирует с водой:
CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4 . 5H 2 O + Q
белого цвета сине-голубого цвета
Применение солей.
Большинство солей широко используется в промышленности и в быту. Например, хлорид натрия NaCl, или поваренная соль, незаменим в приготовлении пищи. В промышленности хлорид натрия используется для получения гидроксида натрия, соды NaHCO 3 , хлора, натрия. Соли азотной и ортофосфорной кислот в основном являются минеральными удобрениями. Например, нитрат калия KNO 3 – калийная селитра. Она также входит в состав пороха и других пиротехнических смесей. Соли применяются для получения металлов, кислот, в производстве стекла. Многие средства защиты растений от болезней, вредителей, некоторые лекарственные вещества также относятся к классу солей. Перманганат калия KMnO 4 часто называют марганцовкой. В качестве строительного материала используются известняки и гипс – CaSO 4 . 2H 2 O, который также применяется в медицине.
Растворы и растворимость.
Как уже указывалось ранее, растворимость является важным свойством солей. Растворимость - способность вещества образовывать с другим веществом однородную, устойчивую систему переменного состава, состоящую из двух или большего числа компонентов.
Растворы – это однородные системы, состоящие из молекул растворителя и частиц растворенного вещества.
Так, например, раствор поваренной соли состоит из растворителя – воды, растворенного вещества – ионов Na + ,Cl - .
Ионы (от греч. ión - идущий), электрически заряженные частицы, образующиеся при потере или присоединении электронов (или других заряженных частиц) атомами или группами атомов. Понятие и термин «ион» ввёл в 1834 М. Фарадей, который, изучая действие электрического тока на водные растворы кислот, щелочей и солей, предположил, что электропроводность таких растворов обусловлена движением ионов. Положительно заряженные ионы, движущиеся в растворе к отрицательному полюсу (катоду), Фарадей назвал катионами, а отрицательно заряженные, движущиеся к положительному полюсу (аноду), - анионами.
По степени растворимости в воде вещества делятся на три группы:
1) Хорошо растворимые;
2) Малорастворимые;
3) Практически нерастворимые.
Многие соли хорошо растворимы в воде. При решении вопроса о растворимости в воде других солей придется пользоваться таблицей растворимости.
Хорошо известно, что одни вещества в растворенном или расплавленном виде проводят электрический ток, другие в тех же условиях ток не проводят.
Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и поэтому проводящие электрический ток, называют электролитами .
Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами .
К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли. Сами электролиты электрический ток не проводят. В растворах и расплавах они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток.
Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией . Ее содержание сводится к трем следующим положениям:
1) Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные.
2) Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду и называются – катионы, а отрицательно заряженные ионы движутся к аноду и называются – анионами.
3) Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциацией) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).
обратимость
Сильные и слабые электролиты.
Для количественной характеристики способности электролита распадаться на ионы введено понятие степени диссоциации (α), т. Е. Отношения числа молекул, распавшихся на ионы, кобщему числу молекул. Например, α = 1 говорит о том, что электролит полностью распался на ионы, а α = 0,2 означает, что продиссоциировала лишь каждая пятая из его молекул. При разбавлении концентрированного раствора, а также при нагревании его электропроводность повышается, так как возрастает степень диссоциации.
В зависимости от величины α электролиты условно делятся на сильные (диссоциируют практически нацело, (α 0,95) средней силы (0,95
Сильными электролитами являются многие минеральные кислоты (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 и др.), щелочи (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 и др.), почти все соли. К слабым принадлежат растворы некоторых минеральных кислот (H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , HCN, HClO), многие органические кислоты (например, уксусная CH 3 COOH), водный раствор аммиака (NH 3 . 2 O), вода, некоторые соли ртути (HgCl 2). К электролитам средней силы часто относят плавиковую HF, ортофосфорную H 3 PO 4 и азотистую HNO 2 кислоты.
Гидролиз солей.
Термин « гидролиз » произошел от греческих слов hidor (вода) и lysis (разложение). Под гидролизом обычно понимают обменную реакцию между веществом и водой. Гидролитические процессы чрезвычайно распространены в окружающей нас природе (как живой, так и неживой), а также широко используются человеком в современных производственных и бытовых технологиях.
Гидролизом соли называется реакция взаимодействия ионов, входящих в состав соли, с водой, которая приводит к образованию слабого электролита и сопровождается изменением среды раствора.
Гидролизу подвергаются три типа солей:
а) соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (CuCl 2 , NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - протекает гидролиз по катиону)
NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +
NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H 2 O + HCl
Реакция среды – кислая.
б) соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (К 2 CO 3 , Na 2 S - протекает гидролиз по аниону)
SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -
K 2 SiO 3 +2H 2 O H 2 SiO 3 +2KOH
Реакция среды – щелочная.
в) соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (NH 4) 2 CO 3 , Fe 2 (CO 3) 3 – протекает гидролиз по катиону и по аниону.
2NH 4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH 3 . H 2 O + H 2 CO 3
(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O 2NH 3 . H 2 O + H 2 CO 3
Часто реакция среды – нейтральная.
г) соли образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, Ba(NO 3) 2) гидролизу не подвержены.
В ряде случаев гидролиз протекает необратимо (как говорят, идет до конца). Так при смешении растворов карбоната натрия и сульфата меди выпадает голубой осадок гидратированной основной соли, которая при нагревании теряет часть кристаллизационной воды и приобретает зеленый цвет – превращается в безводный основный карбонат меди – малахит:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2
При смешении растворов сульфида натрия и хлорида алюминия гидролиз также идет до конца:
2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl
Поэтому Al 2 S 3 нельзя выделить из водного раствора. Эту соль получают из простых веществ.
Все вещества можно разделить на электролиты и неэлектролиты. К электролитам относятся вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток (например, водные растворы или расплавы KCl, H 3 PO 4 , Na 2 CO 3). Вещества неэлектролиты при расплавлении или растворении электрический ток не проводят (сахар, спирт, ацетон и др.).
Электролиты подразделяются на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворах или расплавах полностью диссоциируют на ионы. При написании уравнений химических реакций это подчеркивается стрелкой в одном направлении, например:
HCl→ H + + Cl -
Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -
К сильным электролитам относятся вещества с гетерополярной или ионной кристаллической структурой (таблица 1.1).
Таблица 1.1 Сильные электролиты
Слабые электролиты на ионы распадаются лишь частично. Наряду с ионами в расплавах или растворах данных веществ присутствуют в подавляющем большинстве недиссоциированные молекулы. В растворах слабых электролитов параллельно с диссоциацией протекает обратный процесс - ассоциация, т.е соединение ионов в молекулы. При записи уравнения реакции это подчеркивается двумя противоположно направленными стрелками.
CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +
К слабым электролитам относятся вещества с гомеополярным типом кристаллической решетки (таблица 1.2).
Таблица 1.2 Слабые электролиты
Равновесное состояние слабого электролита в водном растворе количественно характеризуют степенью электролитической диссоциации и константой электролитической диссоциации.
Степень электролитической диссоциации α представляет собой отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита:
Степень диссоциации показывает, какая часть от общего количества растворенного электролита распадается на ионы и зависит от природы электролита и растворителя, а также от концентрации вещества в растворе, имеет безразмерную величину, хотя обыкновенно ее выражают в процентах. При бесконечном разбавлении раствора электролита степень диссоциации приближается к единице, что соответствует полной, 100%-ной, диссоциации молекул растворенного вещества на ионы. Для растворов слабых электролитов α <<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.
В общем виде обратимую химическую реакцию можно представить как:
a A + b B D d D + e E
Скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих частиц в степенях их стехиометрических коэффициентов. Тогда для прямой реакции
V 1 =k 1 [A] a [B] b ,
а скорость обратной реакции
V 2 =k 2 [D] d [Е] е.
В некоторый момент времени скорости прямой и обратной реакции выровняются, т.е.
Такое состояние называют химическим равновесием. Отсюда
k 1 [A] a [B] b = k 2 [D] d [Е] е
Сгруппировав постоянные величины с одной стороны, а переменные- с другой стороны, получим:
Таким образом, для обратимой химической реакции в состоянии равновесия произведение равновесных концентраций продуктов реакции в степенях их стехиометрических коэффициентов, отнесенное к такому же произведению для исходных веществ есть величина постоянная при данных температуре и давлении. Численное значение константы химического равновесия К не зависит от концентрации реагирующих веществ. Например, константу равновесия диссоциации азотистой кислоты в соответствии с законом действия масс можно записать в виде:
HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -
.
Величину К а называют константой диссоциации кислоты, в данном случае азотистой.
Аналогично выражается и константа диссоциации слабого основания. Например, для реакции диссоциации аммиака:
NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -
.
Величину К b называют константой диссоциации основания, в данном случае аммиака. Чем выше константа диссоциации электролита, тем сильнее электролит диссоциирует и тем выше концентрации его ионов в растворе при равновесии. Между степенью диссоциации и константой диссоциации слабого электролита существует взаимосвязь:
Это математическое выражение закона разбавления Оствальда: при разбавлении слабого электролита степень его диссоциации увеличивается.Для слабых электролитов при К ≤1∙ 10 -4 и С ≥0,1 моль/л используют упрощенное выражение:
К = α 2 ∙С или α
Пример1 . Вычислите степень диссоциации и концентрацию ионов и [ NH 4 + ] в 0,1 М растворе гидроксида аммония, если К NH 4 OH =1,76∙10 -5
Дано: NH 4 OH
К NH 4 OH =1,76∙10 -5
Решение :
Так как электролит является достаточно слабым (К NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:
или 1,33%
Концентрация ионов в растворе бинарного электролита равна C ∙α, так как бинарный электролит ионизирует с образованием одного катиона и одного аниона, то = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (моль/л).
Ответ: α=1,33 %; = [ NH 4 + ]=1,33∙10 -3 моль/л.
Теория сильных электролитов
Сильные электролиты в растворах и расплавах полностью диссоциируют на ионы. Однако экспериментальные исследования электропроводности растворов сильных электролитов показывают, что ее величина несколько занижена по сравнению с той электропроводностью, которая должна бы быть при 100 % диссоциации. Такое несоответствие объясняется теорией сильных электролитов, предложенной Дебаем и Гюккелем. Согласно этой теории, в растворах сильных электролитов между ионами существует электростатическое взаимодействие. Вокруг каждого иона образуется “ионная атмосфера” из ионов противоположного знака заряда, которая тормозит движение ионов в растворе при пропускании постоянного электрического тока. Кроме электростатического взаимодействия ионов, в концентрированных растворах нужно учитывать ассоциацию ионов. Влияние межионных сил создает эффект неполной диссоциации молекул, т.е. кажущейся степени диссоциации. Определенная на опыте величина α всегда несколько ниже истинной α. Например, в 0,1 М растворе Na 2 SO 4 экспериментальная величина α =45 %. Для учета электростатических факторов в растворах сильных электролитов пользуются понятием активности (а). Активностью иона называют эффективную или кажущуюся концентрацию, согласно которой ион действует в растворе. Активность и истинная концентрация связаны между собой выражением:
где f – коэффициент активности, который характеризует степень отклонения системы от идеальной из-за электростатических взаимодействий ионов.
Коэффициенты активности ионов зависят от величины µ, называемой ионной силой раствора. Ионная сила раствора является мерой электростатического взаимодействия всех ионов, присутствующих в растворе и равнаполовине суммы произведений концентраций (с) каждого из присутствующих в растворе ионов на квадрат его зарядового числа (z) :
.
В разбавленных растворах (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c и коэффициент активности равен 1. Это означает, что электростатические взаимодействия практически отсутствуют. В очень концентрированных растворах (µ>1М) коэффициенты активности ионов могут быть больше единицы. Связь коэффициента активности с ионной силой раствора выражается формулами:
при µ <10 -2
при 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1
+ 0,1z 2 µ при 0,1<µ <1
Константа равновесия, выраженная через активности, называется термодинамической. Например, для реакции
a A + b B d D + e E
термодинамическая константа имеет вид:
Она зависит от температуры, давления и природы растворителя.
Поскольку активность частицы , то
где К С - концентрационная константа равновесия.
Значение К С зависит не только от температуры, природы растворителя и давления, но и от ионной силы m . Так как термодинамические константы зависят от наименьшего числа факторов то, следовательно, являются наиболее фундаментальными характеристиками равновесия. Поэтому в справочниках приводятся именно термодинамические константы. Величины термодинамических констант некоторых слабых электролитов приведены в приложении данного пособия. =0,024 моль/л.
С ростом заряда иона коэффициент активности и активность иона уменьшается.
Вопросы для самоконтроля:
- Что такое идеальная система? Назовите основные причины отклонения реальной системы от идеальной.
- Что называют степенью диссоциации электролитов?
- Приведите примеры сильных и слабых электролитов.
- Какая взаимосвязь существует между константой диссоциации и степенью диссоциации слабого электролита? Выразите её математически.
- Что такое активность? Как связаны активность иона и его истинная концентрация?
- Что такое коэффициент активности?
- Как влияет заряд иона на величину коэффициента активности?
- Что такое ионная сила раствора, ее математическое выражение?
- Запишите формулы для расчета коэффициентов активности индивидуальных ионов в зависимости от ионной силы раствора.
- Сформулируйте закон действия масс и выразите его математически.
- Что такое термодинамическая константа равновесия? Какие факторы влияют на ее величину?
- Что такое концентрационная константа равновесия? Какие факторы влияют на ее величину?
- Как связаны термодинамическая и концентрационная константы равновесия?
- В каких пределах могут изменяться величины коэффициента активности?
- В чем заключаются основные положения теории сильных электролитов?
Электролиты классифицируются на две группы в зависимости от степени диссоциации - сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты имеют степень диссоциации больше единицы или больше 30 %, слабые - меньше единицы или меньше 3 %.
Процесс диссоциация
Электролитическая диссоциация - процесс распада молекул на ионы - положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Заряженные частицы переносят электрический ток. Электролитическая диссоциация возможна только в растворах и расплавах.
Движущей силой диссоциации является распад ковалентных полярных связей под действием молекул воды. Полярные молекулы оттягиваются водными молекулами. В твёрдых веществах разрушаются ионные связи в процессе нагревания. Высокие температуры вызывают колебания ионов в узлах кристаллической решётки.
Рис. 1. Процесс диссоциации.
Вещества, которые легко распадаются на ионы в растворах или в расплавах и, следовательно, проводят электрический ток, называются электролитами. Неэлектролиты не проводят электричество, т.к. не распадаются на катионы и анионы.
В зависимости от степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты. Сильные растворяются в воде, т.е. полностью, без возможности восстановления распадаются на ионы. Слабые электролиты распадаются на катионы и анионы частично. Степень их диссоциации меньше, чем у сильных электролитов.
Степень диссоциация показывает долю распавшихся молекул в общей концентрации веществ. Она выражается формулой α = n/N.
Рис. 2. Степень диссоциации.
Слабые электролиты
Список слабых электролитов:
- разбавленные и слабые неорганические кислоты - H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , H 3 BO 3 ;
- некоторые органические кислоты (большинство органических кислот - неэлектролиты) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
- нерастворимые основания - Al(OH) 3 , Cu(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2 ;
- гидроксид аммония - NH 4 OH.
Рис. 3. Таблица растворимости.
Реакция диссоциации записывается с помощью ионного уравнения:
- HNO 2 ↔ H + + NO 2 – ;
- H 2 S ↔ H + + HS – ;
- NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH – .
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
- H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 – ;
- HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2- .
Нерастворимые основания также распадаются поэтапно:
- Fe(OH) 3 ↔ Fe(OH) 2 + + OH – ;
- Fe(OH) 2 + ↔ FeOH 2+ + OH – ;
- FeOH 2+ ↔ Fe 3+ + OH – .
Воду относят к слабым электролитам. Вода практически не проводит электрический ток, т.к. слабо распадается на катионы водорода и анионы гироксид-иона. Образовавшиеся ионы обратно собираются в молекулы воды:
H 2 O ↔ H + + OH – .
Если вода легко проводит электричество, значит, в ней есть примеси. Дистиллированная вода неэлектропроводная.
Диссоциация слабых электролитов обратима. Образовавшиеся ионы вновь собираются в молекулы.
Что мы узнали?
К слабым электролитам относятся вещества, частично распадающиеся на ионы - положительные катионы и отрицательные анионы. Поэтому такие вещества плохо проводят электрический ток. К ним относятся слабые и разбавленные кислоты, нерастворимые основания, малорастворимые соли. Наиболее слабый электролит - вода. Диссоциация слабых электролитов - обратимая реакция.
Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы независимо от их концентрации в растворе.
Поэтому в уравнениях диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства (=).
К сильным электролитам относятся:
Растворимые соли;
Многие неорганические кислоты: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;
Основания, образованные щелочными металлами (LiOH, NaOH, KOH и т.д.) и щелочно-земельными металлами (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).
Слабые электролиты в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.
Поэтому в уравнениях диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости (⇄).
К слабым электролитам относятся:
Почти все органические кислоты и вода;
Некоторые неорганические кислоты: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 и др.;
Нерастворимые гидроксиды металлов: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 и др.
Ионные уравнения реакций
Ионные уравнения реакций
Химические реакции в растворах электролитов (кислот, оснований и солей) протекают при участии ионов. Конечный раствор может остаться прозрачным (продукты хорошо растворимы в воде) , но один из продуктом окажется слабым электролитом; в других случаях будет наблюдаться выпадение осадка или выделение газа.
Для реакций в растворах при участии ионов составляют не только молекулярное уравнение, но также полное ионное и краткое ионное.
В ионных уравнениях по предложению французского химика К. -Л. Бертолле (1801 г.) все сильные хорошо растворимые электролиты записывают в виде формул ионов, а осадки, газы и слабые электролиты - в виде молекулярных формул. Образование осадков отмечают знаком "стрелка вниз" (↓), образование газов - знаком "стрелка вверх" (). Пример записи уравнения реакции по правилу Бертолле:
а) молекулярное уравнение
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
б) полное ионное уравнение
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - газ, H2O - слабый электролит)
в) краткое ионное уравнение
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O
Обычно при записи ограничиваются кратким ионным уравнением, причем твердые вещества-реагенты обозначают индексом (т) , газобразные реагенты - индексом (г) . Примеры:
1) Cu(OH)2(т) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(т) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 практически нерастворим в воде
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(полное и краткое ионное уравнения совпадают)
3) CaCO3(т) + CO2(г) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(т) + CO2(г) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(большинство кислых солей хорошо растворимы в воде) .
Если в реакции не участвуют сильные электролиты, ионный вид уравнения отсутствует:
Mg(OH)2(т) + 2HF(р) = MgF2↓ + 2H2O
БИЛЕТ №23
Гидролиз солей
Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.
Гидролиз, дословно, - это разложение водой. Давая такое определение реакции гидролиза солей, мы подчеркиваем, что соли в растворе находятся в виде ионов, и что движущей силой реакции является образование малодиссоциирующих частиц (общее правило для многих реакций в растворах).
Гидролиз происходит лишь в тех случаях, когда ионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации соли - катион, анион, или оба вместе, - способны образовывать с ионами воды слабодиссоциирующие соединения, а это, в свою очередь, происходит тогда, когда катион - сильно поляризующий (катион слабого основания) , а анион - легко поляризуется (анион слабой кислоты). При этом изменяется рН среды. Если же катион образует сильное основание, а анион - сильную кислоту, то они гидролизу не подвергаются.
1.Гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты проходит по катиону, при этом может образоваться слабое основание или основная соль и рН раствора уменьшится
2.Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания проходит по аниону, при этом может образоваться слабая кислота или кислая соль и рН раствора увеличится
3.Гидролиз соли слабого основания и слабой кислоты обычно проходит нацело с образованием слабой кислоты и слабого основания; рН раствора при этом незначительно отличается от 7 и определяется относительной силой кислоты и основания
4.Гидролиз соли сильного основания и сильной кислоты не протекает
Вопрос 24 Классификация оксидов
Оксидами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы кислорода в степни окисления – 2 и какого-нибудь другого элемента.
Оксиды могут быть получены при непосредственном взаимодействии кислорода с другим элементом, так и косвенным путём (например, при разложении солей, оснований, кислот). В обычных условиях оксиды бывают в твёрдом, жидком и газообразном состоянии, этот тип соединений весьма распространён в природе. Оксиды содержатся в Земной коре. Ржавчина, песок, вода, углекислый газ – это оксиды.
Солеобразующие оксиды Например,
CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.
CuO + SO 3 → CuSO 4 .
Солеобразующие оксиды – это такие оксиды, которые в результате химических реакций образуют соли. Это оксиды металлов и неметаллов, которые при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты, а при взаимодействии с основаниями – соответствующие кислые и нормальные соли. Например, оксид меди (CuO) является оксидом солеобразующим, потому что, например, при взаимодействии её с соляной кислотой (HCl) образуется соль:
CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.
В результате химических реакций можно получать и другие соли:
CuO + SO 3 → CuSO 4 .
Несолеобразующими оксидами называются такие оксиды, которые не образуют солей. Примером могут служить СО, N 2 O, NO.
Таких электролитов близка к 1.
К сильным электролитам относятся многие неорганические соли , некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты , амиды и др.).
Wikimedia Foundation . 2010 .
Смотреть что такое "Сильные электролиты" в других словарях:
сильные электролиты - – электролиты, которые в водных растворах практически полностью диссоциированы. Общая химия: учебник / А. В. Жолнин … Химические термины
Вещества, обладающие ионной проводимостью; их называют проводниками второго рода прохождение тока через них сопровождается переносом вещества. К электролитам относятся расплавы солей, оксидов или гидроксидов, а также (что встречается значительно… … Энциклопедия Кольера
Электролиты - жидкие или твердые вещества, в которых в результате электролитической диссоциации образуются в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение постоянного электрического тока. Электролиты в растворах… … Энциклопедический словарь по металлургии
Электролит химический термин, обозначающий вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы. Примерами электролитов могут служить кислоты, соли и основания. Электролиты проводники второго рода,… … Википедия
В широком смысле жидкие или твёрдые в ва и системы, в к рых присутствуют в заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение по ним электрич. тока (ионную проводимость); в узком смысле в ва, распадающиеся в р ре на ионы. При растворении Э.… … Физическая энциклопедия
В ва, в к рых в заметной концентрации присутствуют ионы, обусловливающие прохождение электрич. тока (ионную проводимость). Э. также наз. проводниками второго рода. В узком смысле слова Э. в ва, молекулы к рых в р ре вследствие электролитической… … Химическая энциклопедия
- (от Электро... и греч. lytos разлагаемый, растворимый) жидкие или твёрдые вещества и системы, в которых присутствуют в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение электрического тока. В узком смысле Э.… … Большая советская энциклопедия
У этого термина существуют и другие значения, см. Диссоциация. Электролитическая диссоциация процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении. Содержание 1 Диссоциация в растворах 2 … Википедия
Электролит вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако само вещество электрический ток не проводит. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований.… … Википедия
ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ - ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ, распад находящихся в растворе электролитов на электрически заряженные ионы. Коеф. вант Гоффа. Вант Гофф (van t Ной) показал,что осмотическое давление раствора равно давлению, к рое производило бы растворенное… … Большая медицинская энциклопедия
Книги
- Явление возврата Ферми-Паста-Улама и его некоторые приложения. Исследование возврата Ферми-Паста-Улама в различных нелинейных средах и разработка генераторов спектра ФПУ для медицины , Березин Андрей. Эта книга будет изготовлена в соответствии с Вашим заказом по технологии Print-on-Demand. Основные результаты работы заключаются в следующем. В рамках системы связанных уравнений Кортевега…