Задача 925.
Как изменяются кислотно-основные свойства в ряду гидроксидов мышьяка (III), сурьмы (III), висмута (III)? Как отделить друг от друга малорастворимые Sb(OH)3 и Bi(ОH)3?
Решение:
В пределах одной группы элементов сила основания усиливается по мере увеличения радиуса кислотообразующего элемента. Так в ряду гидроксидов мышьяка (III), сурьмы (III) и висмута (III), основные свойства усиливаются, кислотные ослабевают. Гидроксид мышьяка (III) — кислотный гидроксид. As(OH)3 в свободном состоянии не выделен, в водном растворе ведет себя как слабая мышьяковистая кислота H3AsO3.
Гидроксид сурьмы (III) — амфотерный гидроксид.
Гидроксид висмута (III) — основный гидроксид.
Гидроксиды сурьмы и висмута(III) в воде практически не растворяются, получаются в виде белых осадков переменного состава Э2O3 • nH2O:
Отделить друг от друга малорастворимые Sb(OH)3 и Bi(OH)3 можно с помощью добавления щелочи, Sb(OH)3 растворится, а Bi(OH)3 — нет:
Далее отфильтровывать Bi(OH)3, а на полученный раствор подействовать кислотой, выпадет осадок Sb(OH)3:
Задача 926.
Почему раствор SbCl3 мутнеет при разбавлении водой? Как сделать его снова прозрачным, не фильтруя? Составить в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения происходящих реакций.
Решение:
Если разбавлять водой хлорид сурьмы (III), то выпадает осадок хлорокиси сурьмы:
Для того чтобы раствор сделать снова прозрачным — добавим соляной кислоты для того, что бы подавить гидролиз:
SbOCl + 2HCl ↔ SbCl3 + H2O (молекулярная форма);
Задача 927.
Какие вещества образуются при действии концентрированной HN03 на AS2O3? Составить уравнение реакции.
Решение:
При действии концентрированной HN03 на AS2O3 образуется мышьяковая кислота и газообразный оксид аота(II):
3As2O3 + 4HNO3 + 7H2O = 6H3AsO4 + 4NO↑.
Видео:Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. 9 класс.Скачать
Электролитическая диссоциация
Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.
Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.
В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:
KA ⇄ K + (катион) + A — (анион)
Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.
У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы и H другой молекулы.
Ступени диссоциации
Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H2SO4, H3PO4.
Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:
Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.
Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:
Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:
Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.
Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.
Электролиты и неэлектролиты
Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.
Электролиты — жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. Связи в их молекулах обычно ионные или ковалентные сильнополярные.
К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).
Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.
Неэлектролиты — вещества недиссоциирующие в растворах на ионы. В молекулах эти веществ связи ковалентные неполярные или слабополярные.
К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.
Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят электрический ток.
Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения
Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:
Полные ионные уравнения записываются путем разложения молекул на ионы. Запомните, что нельзя раскладывать на ионы:
- Слабые электролиты (в их числе вода)
- Осадки
- Газы
Сокращенное ионное уравнение записывается путем сокращения одинаковых ионов из левой и правой части. Просто, как в математике — остается только то, что сократить нельзя.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Блиц-опрос по теме Электролитическая диссоциация
Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать
Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в водных растворах
Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов — катионы водорода Н + . Составим уравнение электролитической диссоциации сильных кислот: а) одноосновной азотной кислоты HNО3 и б) двухосновной серной кислоты H2SO4:
Число ступеней диссоциации зависит от основности слабой кислоты Нх(Ас), где х — основность кислоты.
Пример: Составим уравнения электролитической диссоциации слабой двухосновной угольной кислоты Н2СО3.
Первая ступень диссоциации (отщепление одного иона водорода Н + ):
Константа диссоциации по первой ступени:
Вторая ступень диссоциации (отщепление иона водорода Н + от сложного иона НСО3 — ):
Растворы кислот имеют некоторые общие свойства, которые, согласно теории электролитической диссоциации, объясняются присутствием в их растворах гидратированных ионов водорода Н + (Н3О + ).
Основания — это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов — гидроксид-ионы ОН — .
Составим уравнение электролитической диссоциации однокислотного основания гидроксида калия КОН:
Сильное двухкислотное основание Ca(OH)2 диссоциирует так:
Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Число ступеней диссоциации определяется кислотностью слабого основания Ме(ОН)у, где у — кислотность основания.
Составим уравнения электролитической диссоциации слабого двухкислотного основания — гидроксида железа (II) Fe(OH)2.
Первая ступень диссоциации (отщепляется один гидроксид-ион ОН — ):
Вторая ступень диссоциации (отщепляется гидроксид-ион ОН — от сложного катиона FeOH + ):
Основания имеют некоторые общие свойства. Общие свойства оснований обусловлены присутствием гидроксид-ионов ОН — .
Каждая ступень диссоциации слабых многоосновных кислот и слабых многокислотных оснований характеризуется определенной константой диссоциации: K1, K2, K3, причем K1 > K2 > K3. Это объясняется тем, что энергия, которая необходима для отрыва иона Н + или ОН — от нейтральной молекулы кислоты или основания, минимальна. При диссоциации по следующей ступени энергия увеличивается, потому что отрыв ионов происходит от противоположно заряженных частиц.
Амфотерные гидроксиды могут реагировать и с кислотами, и с основаниями. Теория электролитической диссоциации объясняет двойственные свойства амфотерных гидроксидов.
Амфотерные гидроксиды — это слабые электролиты, которые при диссоциации образуют одновременно катионы водорода Н + и гидроксид-анионы ОН — , т. е. диссоциируют по типу кислоты и по типу основания.
К амфотерным гидроксидам относятся Ве(ОН)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и другие. Амфотерным электролитом является также вода Н2O.
В амфотерных гидроксидах диссоциация по типу кислот и по типу оснований происходит потому, что прочность химических связей между атомами металла и кислорода (Ме—О) и между атомами кислорода и водорода (О—Н) почти одинаковая. Поэтому в водном растворе эти связи разрываются одновременно, и амфотерные гидроксиды при диссоциации образуют катионы Н + и анионы ОН — .
Составим уравнение электролитической диссоциации гидроксида цинка Zn(OH)2 без учета ее ступенчатого характера:
Нормальные соли — сильные электролиты, образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка.
Составим уравнения электролитической диссоциации нормальных солей: а) карбоната калия K2CO3, б) сульфата алюминия Al2(SO4)3:
Кислые соли — сильные электролиты, диссоциирующие на катион металла и сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и кислотный остаток.
Составим уравнения электролитической диссоциации кислой соли гидрокарбоната натрия NaHCО3.
Сложный анион НСО3 — (гидрокарбонат-ион) частично диссоциирует по уравнению:
Основные соли — электролиты, которые при диссоциации образуют анионы кислотного остатка и сложные катионы состоящие из атомов металла и гидроксогрупп ОН — .
Составим уравнение электролитической диссоциации основной соли Fe(OH)2Cl — дигидроксохлорида железа (III):
Сложный катион частично диссоциирует по уравнениям:
Для обеих ступеней диссоциации Fe(OH)2 + .
🔥 Видео
9 класс. Электролитическая диссоциация. Образование ионов.Скачать
ОКСИДЫ, КИСЛОТЫ, СОЛИ И ОСНОВАНИЯ ХИМИЯ 8 класс / Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать
ОСНОВАНИЯ В ХИМИИ — Химические свойства оснований. Реакции оснований с кислотами и солямиСкачать
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ХИМИЯ 8 класс // Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать
Химические Цепочки — Решение Цепочек Химических Превращений // Химия 8 классСкачать
КИСЛОТЫ В ХИМИИ — Химические Свойства Кислот. Реакция Кислот с Основаниями, Оксидами и МеталламиСкачать
Электролитическая диссоциация. Видеоурок по химии 9 классСкачать
Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей. 9 класс.Скачать
Механизм электролитической диссоциации. 9 класс.Скачать
РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать
Гидролиз солей. Классификация солей. Решение примеров.Скачать
Задание 13: Все про электролитическую диссоциацию на ОГЭСкачать
Свойства кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации. 9 класс.Скачать
73. Диссоциация кислот и основанийСкачать
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ кислот оснований и солей | Как писать УРАВНЕНИЯ ДИССОЦИАЦИЙСкачать
Электролитическая диссоциация | Химия ЕГЭ, ЦТСкачать
Электролитическая диссоциация. Тема 6. Электролиты и неэлектролиты.Скачать
Диссоциация электролитов в водных растворах. Видеоурок 39. Химия 9 классСкачать
