Правила составления уравнений диссоциации электролитов

1. При диссоциации сильных электролитов ставится знак «=» (равенства) или «®» (одна стрелочка). Этот знак обозначает полную диссоциацию.

2. При диссоциации слабых (и средней силы) электролитов – знак «Û» (обратимости). Этот знак обозначает частичную диссоциацию.

Правила написания ионных уравнений

В ионных уравнениях на ионы расписываются:

1. сильные кислоты;

2. щелочи;

3. растворимые соли.

Сильные электролиты	Слабые электролиты
Основания: Са(OH)2 = Ca2+ + 2OH- Кислоты: HCl = H++Cl- Соли: Na2CO3=2Na++CO32- KH2PO4=K++H2PO4- анион слабой кислоты H2PO4-ÛH++HPO42- HPO42-ÛH++PO43- AlOHCl2ÛAlOHCl2 = AlOH2++2Cl- осадок растворимая катион слабого часть основания AlOH2+ÛAl3++OH-	Основания: Fe(OH)2 ÛFeOH+ + OH- 1 ступень FeOH+ÛFe2++OH- 2 ступень Кислоты: H2CO3ÛH++HCO3- I ступень HCO3-ÛH++CO32- II ступень Амфотерные гидроксиды: 1. Zn(OH)2ÛZnOH++OH- по осн. ZnOH+ÛZn2++OH- типу 2. H2ZnO2ÛH++HZnO2- по кисл. HZnO2-ÛH++ZnO22- типу Вода: H2OÛH++OH-

 

КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ

Важнейшей характеристикой количественного содержания компонентов в системе является концентрация растворов.

Концентрацией растворов называют определенное массовое (или объемное) содержание растворенного вещества в определенном массовом (или объемном) количестве растворителя или раствора.

Существуют несколько методов выражения концентрации растворов. Рассмотрим самые распространенные из них:

 

Методы выражения концентрации растворов	Обозначение и размерность применяемых величин
Массовая доля растворенного вещества – это отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора:	- массовая доля растворенного вещества, безразмерная величина
mВ - масса растворенного вещества, г
mР-РА - масса раствора, г
V - объем раствора, мл
ρ -плотность раствора, г/мл
Процентная концентрация:	С% - процентная концентрация, %
m В - масса растворенного вещества, г
mР-РА - масса раствора, г
Молярная концентрация, или молярность, – число молей растворенного вещества в 1 дм3 (1 литр) раствора:	СМ - молярная концентрация, или молярность; иногда обозначают М
- количество (число моль) растворенного вещества, моль
V - объем раствора, дм3 (л)
mВ - масса растворенного вещества, г
МВ - молярная масса растворенного вещества, г/моль

 

При решении задач необходимо обращать особое внимание на размерность применяемых величин и обязательно приводить их в соответствие друг другу. Поэтому при подстановке численных значений в формулы надо указывать размерность величин. Решение задач оформлять обязательно в соответствии с приведенными примерами (см. стр. 67 – 71).

 

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз – это процесс взаимодействия соли с водой, в результате которого происходит смещение ионного равновесия воды и изменение значения рН раствора. Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой основания и кислоты, образующих соль.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются. Их водные растворы нейтральны.

KNO₃+H₂O ¹; pH=7.

В гидролизе участвуют ионы слабого основания и/или слабой кислоты.

· Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, например, NH₄Cl:

NH₄Cl = NH₄⁺+Cl ^-

Гидролизу подвергается катион слабого основания NH₄⁺:

NH₄⁺ + HOH Û NH₄OH + H⁺ (ионы H⁺ в избытке).

Молекулярное уравнение:

NH₄Cl + H₂O Û NH₄OH + HCl – кислая среда (рН < 7).

· Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, например: Na₂SO₃:

Na₂SO₃ = 2Na⁺ + SO₃^{2 -}

Гидролизу подвергается анион слабой кислоты SO₃^{2 -}:

1-я ступень: SO₃^{2 -} +HOH Û HSO₃ ^- +OH ^- (ионы OH ^- в избытке).

Молекулярное уравнение 1-й ступени:

Na₂SO₃ + H₂O Û NaHSO₃ + NaOH – щелочная среда (рН > 7).

При обычных условиях гидролиз протекает главным образом по первой ступени.

· Гидролиз солей образованных слабым основанием и слабой кислотой ((NH₄)₂CO₃, Al₂S₃ и т.д.), гидролизуются как по катиону, так и по аниону. В этом случае гидролиз соли протекает до конца: в уравнении происходит замена знака “Û” на “=”, а рН среды определяется силой кислоты и основания:

NH₄ClO = NH₄⁺ + ClO ^-

NH₄⁺ + ClO ^- + HOH = NH₄OH + HClO

NH₄ClO + H₂O = NH₄OH + HClO

K (HClO) = 3×10^-8 < K (NH₄OH) = 1,8×10^-5, так как основание является более сильным электролитом, чем кислота, среда слабощелочная рН > 7.

 

· Совместный гидролиз двух солей Если в растворе одновременно присутствуют ионы, связывающие Н⁺ и ОН^-, то в соответствии с принципом Ле Шателье равновесие смещается в сторону усиления процесса гидролиза. Гидролиз может протекать необратимо с образованием малорастворимого и газообразного веществ.

В качестве примера можно рассмотреть совместный гидролиз следующих солей:

 

Al ₂(SO₄)₃ + K₂ S + H₂O ®

 

2Al³⁺ + 3S^{2 -} + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

 

Al₂(SO₄)₃ + 3K₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S­ + 3К₂SO₄

 

pH» 7

7.ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

РЕАКЦИИ (ОВР)

Окислительно-восстановительными называются реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:

 

+4 -1 +2 0

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O