Электролитическая диссоциация. Ионно-молекулярные уравнения

Электролитами называют вещества, растворы и расплавы которых про-

водят электрический ток.

К электролитам относятся неорганические кислоты, а также основания, амфотерные гидроксиды и соли. Они распадаются в водных растворах и расплавах на катионы (Кⁿ⁺) и анионы (А^m-).

Процесс распада молекул электролитов на ионы в среде раство­рителя получил название электролитической диссоциации (или ионизации).

Для количественной характеристики силы электролита используют понятие степени электролитической диссоциации (ионизации) - α, которая равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу молекул электролита, введенных в раствор (N):

α = n / N.

Такимобразом, α выражаютв долях единицы.

По степени диссоциации электролиты условно подразделяют на сильные (α » 1) и слабые (α <0,3).

Сильные электролиты

· Соли (средние, кислые, основные): А1₂(SO₄)₃, NаHCO₃, СuОНСl.

· Неорганические кислоты: НNO₃, H₂SO₄, НС1, НВг, НI, НСlО₄. и др.

· Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: КОН, NаОН, Са(ОН)₂, Ва(ОН)₂ и др.

Сильные электролиты диссоциируют в водном растворе практически нацело: А1₂(SO₄)₃ = 2А1³⁺+3 SO₄^2– NаHCO₃ = Nа⁺ +НСО₃^–

НNО₃ = H⁺+NО₃^– Н₂SO₄ = 2Н⁺+SО₄^2–

СuОНСl = CuOH⁺+Cl^– Ва(ОН)₂ = Ва²⁺+2ОН^–

Слабые электролиты

· Почти все органические кислоты: CH₃COOH , H₂C₂O₄ и др_..

· Некоторые неорганические кислоты: H₂CO₃, H₂S, HCN, H₂SiO₃, HNO₂,

H₂SO₃ , H₃PO₄, HClO и др.

· Гидроксиды металлов основного характера (кроме щелочных и щелочноземельных) и гидроксид аммония NH₄OH.

· Амфотерные гидроксиды: Al(OH)₃, Zn(OH)₂ , Cr(OH)₃, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂ и др.

Для слабых электролитов диссоциация – обратимый процесс, для которого справедливы общие законы равновесия.

Диссоциацию слабых электролитов характеризует константа равновесия, называемая константой диссоциации (ионизации) К_Д (табл.П.3):

CH₃COOH CH₃COO^– + H⁺

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато, и каждую ступень равновесного состояния характеризует своя константа диссоциации (причем Кд₁ всегда больше Кд₂ и т.д.), например при диссоциации H₂S :1-я ступень H₂S H⁺ + HS^– 6ּ10^-8;

2-я ступень HS^– H⁺ + S^2- 1·10^-14,

где [ ] ─ равновесные концентрации ионов и молекул.

Диссоциация Сu(OH)₂:

1-я ступень Сu(OH)₂ Cu(OH)⁺ + OH ^–

2-я ступень Cu(OH)⁺ Cu²⁺ + OH ^–

Амфотерные гидроксиды, напримерPb(OH)_{2 ,}диссоциируют по основному типу: Pb(OH)₂ PbOH⁺ + OH ^–

PbOH⁺ Pb²⁺ + OH^–

и кислотному: H₂PbO₂ H⁺ + HPbO₂^–

HPbO₂^– H⁺ + PbO₂^{2 –}

В растворах электролитов реакции протекают между ионами. Для записи ионных реакций применяют ионные уравнения. При составлении ионных уравнений реакций все слабые электролиты, газы и труднорастворимые электролиты записывают в молекулярной форме, все сильные электролиты (кроме труднорастворимых солей) в ион­ной форме. Примеры составления ионных уравнений реакций:

· образование труднорастворимых соединений:

Рb(NО₃)₂ + 2КI = ¯РbI₂ + 2КNО₃ Рb²⁺ +2I ^– = ¯РbI₂

· реакции с участием слабодиссоциирующих соединений:

СН₃СООNa + НС1 = СН₃COOH + NаС1

СН₃COO ^– + Н⁺ = СН₃COOH

НС1 + NаОН = NаС1 + Н₂O Н⁺ + ОН ^– = Н₂O

НС1 + NН₄OН = NН₄С1+ H₂O Н⁺ + NH₄OH =NH₄⁺ + Н₂O

СН₃COOH +NН₄OН = СН₃COONH₄ + Н₂О

СН₃COOH + NН₄OН = CН₃COO ^– + NH₄⁺ + Н₂O

· образование газообразных веществ:

Nа₂СО₃ + 2НС1 = 2NаС1 + СО₂­ + Н₂О СО₃^2–+ 2Н⁺ = СO₂­+ Н₂O

Пример 1. Осуществить превращения NаОН ® NаНSО₃ ® Nа₂SO₃ .

Решение.NаОН + Н₂SO₃ = NаНSO₃ + Н₂O

ОН^– + Н₂SO₃ = НSО₃^– +Н₂О

NаHSO₃ +NаОН = Nа₂SO₃ + Н₂O

НSО₃^– + ОН ^– = SO₃^{2 –} + Н₂О

Пример 2.Осуществить превращения Ni(ОН)₂ ® (NiOH)₂SO₄ ® NiSO₄.

Решение. 2Ni(ОH)₂ + Н₂SO₄ = (NiOН)₂SO₄ + Н₂O

¯2Ni(ОН)₂ + 2Н⁺ + SO₄^{2 –} = ¯(NiОН)₂SO₄ + Н₂O

¯(NiОН)₂SO₄ + Н₂SO₄ = 2NiSO₄ + 2Н₂О

¯(NiOН)₂SO₄ + 2Н⁺ = 2Ni ²⁺ + 2SO₄^2– + 2Н₂О

Внимание! Основные соли, как правило, нерастворимы в воде, поэтому при написании ионных уравнений их не расписывают на ионы.

Задания к подразделу 3.2

Задания 121-140. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения возможных реакций предложенных оксидов с H₂O, Na₂O, KOH, HNO₃.

121.N2O3; Na2O	126.SO2; CuO	131.MnO; P2O5	136.N2O5; CuO
122.SnO; P2O5	127.Cr2O3; Cl2O7	132.BaO; Mn2O7	137.P2O5; CoO
123.SO3; CaO	128.CoO; ZnO	133.CdO; SnO	138.PbO; MgO
124.SiO2; NiO	129.P2O3; FeO	134.As2O5; CuO	139.Cl2O7; MnO
125.PbO; N2O5	130.Fe2O3; K2O	135.Al2O3; SiO2	140.SO3; TiO

Задания 141-160. Напишите для предложенных соединений уравнения диссоциации, а также в молекулярной и ионной формах уравнения возможных реакций взаимодействия их с H₂SO₄ и NaOH.

141.HCl; Cr(OH)3	151.Ca(OH)2; H3PO4
142.Cd(OH)2; H2S	152.HNO3; Be(OH)2
143.Cu(OH)2; HBr	153.H2Сr2O7; KOH
144.H2SO3; Sn(OH)2	154.HCN; Ga(OH)3
145.H2SiO3; Pb(OH)2	155.KOH; H2CO3
146.CH3COOH; Fe(OH)3	156.HF; Be(OH)2
147.H2Se; Zn(OH)2	157.NH4OH; HClO4
148.Fe(OH)2; H3AsO3	158.Pb(OH)2; HNO2
149.RbOH; HI	159.Mg(OH)2; HClO
150.H2Te; Al(OH)3	160.Ga(OH)3; HMnO4

Задания 161-180. Напишите уравнения диссоциации солей и назовите их.

161.ZnCl2, MnOHCl, Ba(HSO3)2	171.Pb(HSO4)2, NH4NO3, CoOHCl
162.K2HAsO3, AlOHCl2, Na2SO3	172.Al(OH)2NO3, Fe2(SO4)3, KHSe
163.KHSO3, (PbOH)2SO4, CrBr3	173.CsHTe, Ca3(PO4)2, MnOHBr
164.Fe(NO3)3, SnOHCl, NaHTe	174.Mn(NO3)2, Bi(OH)2Cl, KHS
165.NaHSe, CoOHNO3, MgCl2	175.Al2(SO4)3, CrOHCl2, KHSO3
166.CdOHBr, NiCl2, KH2PO4	176.NaHSe, NiOHNO3, ZnSO4
167.CaBr2, (SnOH)2SO4, K2HPO4.	177.CrOHSO4, BaBr2, CsHSO3
168.BaCl2, Ca(HCO3)2, AlOHCl2	178.Cu(NO3 )2, CoOHCl, NaHS
169.NiBr2, (CoOH)2SO4, KHCO3.	179.FeCl2, NaH2AsO4, KCrO2
170.NiOHCl, NiBr2, NaH2PO4	180.AlOHBr2, Sr(HS)2, K2SO3

Задания 181-200. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций для следующих превращений.

181.Ni(OH)₂  (NiOH)₂SO₄  NiSO₄  Ni(OH)₂; H₃PO₄  KH₂PO₄

182.CuSO₄  (CuOH)₂SO₄  Cu(OH)₂  CuOHNO₃; NaHSO₃  Na₂SO₃

183.Bi(NO₃ )₃  BiOH(NO₃)₂  Bi(OH)₃  Bi₂O₃; Ca₃(PO₄)₂  Ca₃(H₂PO₄)₂

184.Co(OH)₂  CoOHCl  CoCl₂  Co(NO₃)₂; NaOH  NaHSO₃

185.Pb(NO₃ )₂  PbOHNO₃  Pb(OH)₂  K₂PbO₂; Na₂Te  NaHTe

186.NiCl₂  Ni(OH)₂  NiOHCl  NiCl₂; Ba(HS)₂  BaS

187.CrOHCl₂  CrCl₃  Cr(OH)₃  CrOHSO₄; H₂SiO₃ NaHSiO₃

188.(SnOH)₂SO₄  SnSO₄  Sn(OH)₂  Na₂SnO₂; K₂SO₃  KHSO₃

189.NiBr₂  NiOHBr  Ni(OH)₂  NiSO₄; NaHSiO₃  Na₂SiO₃

190.CoSO₄  Co(OH)₂  (CoOH)₂SO₄  Co(NO₃)₂; H₂S  Ca(HS)₂

191.Cr₂(SO₄)₃  CrOHSO₄  Cr₂(SO₄)₃  CrCl₃; Mg₃(PO₄)₂  MgHPO₄

192.NiSO₄  (NiOH)₂SO₄  Ni(OH)₂  NiBr₂; NaHCO₃  Na₂CO₃

193.FeOHSO₄  Fe₂(SO₄)₃  Fe(OH)₃  FeCl₃; MgCO₃  Mg(HCO₃)₂

194.Sn(OH)₂  SnOHСl  K₂SnO₂  Sn(OH)₂; H₃AsO₄  KH₂AsO₄

195.NiBr₂  Ni(OH)₂  NiOHCl  NiCl₂; BaSO₃  Ba(HSO₃)₂

196.Al(OH)₃  Al(OH)₂Cl  AlCl₃  Al(NO₃)₃; NaH₂AsO₃  Na₃AsO₃

197.CoCl₂  Co(OH)₂  (CoOH)₂SO₄  CoSO₄; H₂CO₃  NaHCO₃

198.Bi(OH)₃  Bi(OH)₂NO₃  Bi(OH)₃  Bi₂O₃; K₂HPO₄  H₃PO₄

199.Cu(OH)₂  CuOHCl  CuCl₂  Cu(NO₃)₂; H₂Se  KHSe

200.CoSO₄  (CoOH)₂SO₄  Co(OH)₂  Co(NO₃)₂; K₂SO₃  KHSO₃

Гидролиз солей

Гидролиз солей – это процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводящий к смещению ионного равновесия воды и изменению рН среды.

Гидролиз является обратимым процессом. В реакциях гидролиза участву-

ют ионы слабых электролитов: катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Причина гидролиза – образование слабодиссоциированных или труднорастворимых продуктов. Следствием гидролиза является нарушение равновесия в системе H₂O H⁺ + OH^— ; в результате среда становится либо кислой (рН < 7), либо щелочной (pH > 7).

^· Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по аниону. Реакция среды щелочная (pH > 7). Первая ступень гидролиза: Na₂CO₃ + HOH NaHCO₃ + NaOH; CO₃^2— + HOH HCO₃^– + OH^—

· Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, подвергается гидролизу по катиону. Реакция среды кислая (pH < 7).

Первая ступень гидролиза:

Cu(NO₃)₂ + HOH CuOHNO₃ + HNO₃ Cu²⁺ + HOH CuOH⁺ + H⁺

· Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по катиону и аниону. Характер среды определяется константами диссоциации образовавшихся слабых электролитов.

CH₃COONH₄ + HOH CH₃COOH + NH₄OH

CH₃COO^— + NH₄⁺ + HOH CH₃COOH + NH₄OH

· При совместном гидролизе двух солей образуются слабое основание и слабая кислота: 2FeCl₃ + 3Na₂S +6H₂O = 2Fe(OH)₃ ¯ + 3H₂S­ + 6NaCl

2Fe³⁺ + 2S^2— + 6H₂O = 2Fe(OH)₃ ¯ + 3H₂S­

· Соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу

не подвергается, реакция среды нейтральная: KNO₃ + HOH ¹

Ионы K⁺ и NO₃^— не образуют с водой слабодиссоциирующих продуктов (KOH и HNO₃ – сильные электролиты).

Задания к подразделу 3.3

Задания 201-220. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций гидролиза солей, укажите значения рН растворов этих солей (больше или меньше семи).

201.NaNO2, Cu(NO3)2	211.Na2HPO4, Mg(NO3)2
202.AlCl3, NaHCO3	212.Al2 (SO4)3, Na2SeO3
203.Na3PO4, ZnCl2	213.CuSO4, K3PO4
204.FeCl2, K2S	214.Na2SO3, Fe2 (SO4)3
205.K2SO3, ZnSO4	215.NaCN, FeSO4
206.NH4Cl, KClO	216.Ba(CH3COO)2, CoSO4
207.Na2Se, MnCl2	217.NiSO4, NaF
208.ZnSO4, BaS	218.Pb(NO3)2, Ba(NO2)2
209.Ni (NO3)2, KNO2	219.Cr2(SO4)3, Na CH3COO
210.NH4Br, Na2S	220.KHS, MgSO4

Задания 221-240. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций совместного гидролиза предложенных солей.

221.Fe2(SO4)3 + Na2CO3	231.CrCl3 + K2S
222.Na2S + Al2 (SO4)3	232.Na2CO3 + Cr (NO3)3
223.NH4Cl + Na2SiO3	233.K2SiO3 + Bi (NO3)3
224.Cr2 (SO4)3 + K2S.	234.Na2SO3 + CrCl3
225.K2CO3 + Bi (NO3)3	235.NH4NO3 + Na2SiO3
226.Na2S + AlCl3	236.AlCl3 + Na2SO3
227.BeSO4 + K2S	237.K2SO3 + CrCl3
228.Cr2 (SO4)3 + Na2SO3	238.Na2S + Al2 (SO4)3
229.K2SO3 + AlBr3	239.Fe (NO3)3 + K2CO3
230.Bi (NO3)3 + Na2CO3	240.Al2 (SO4)3 + Na2CO3