Уравнение диссоциации hf в водном растворе

Видео:Диссоциация электролитов в водных растворах. Видеоурок 39. Химия 9 классСкачать

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:ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ХИМИЯ 8 класс // Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

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 Н_х(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:Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей. 9 класс.Скачать

РАСЧЁТ pH В РАСТВОРАХ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

Чистая вода является очень слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть выражен уравнением: HOH ⇆ H + + OH – . Вследствие диссоциации воды в любом водном растворе содержатся и ионы H + , и ионы OH – . Концентрации этих ионов можно рассчитать с помощью уравнения ионного произведения воды

где K_w – константа ионного произведения воды; при 25°C K_w = 10 –14 .

Растворы, в которых концентрации ионов H + и OH – одинаковы, называются нейтральными растворами. В нейтральном растворе C(H + ) = C(OH – ) = 10 –7 моль/л.

В кислом растворе C(H + ) > C(OH – ) и, как следует из уравнения ионного произведения воды, C(H + ) > 10 –7 моль/л, а C(OH – ) –7 моль/л.

В щелочном растворе C(OH – ) > C(H + ); при этом в C(OH – ) > 10 –7 моль/л, а C(H + ) –7 моль/л.

pH – величина, с помощью которой характеризуют кислотность или щёлочность водных растворов; эта величина называется водородным показателем и рассчитывается по формуле:

В кислом растворе pH 7.

По аналогии с понятием «водородный показатель» (pH) вводится понятие «гидроксильный» показатель (pOH):

Водородный и гидроксильный показатели связаны соотношением

Гидроксильный показатель используется для расчёта pH в щелочных растворах.

Пример 7.1 Рассчитать pH 0,005 М раствора серной кислоты.

Серная кислота – сильный электролит, диссоциирующий в разбавленных растворах необратимо и полностью по схеме: H₂SO₄ ® 2 H + + SO₄ 2– . Из уравнения процесса диссоциации видно, что C(H + ) = 2·C(H₂SO₄) = 2 × 0,005 моль/л = 0,01 моль/л.

pH = –lg C(H + ) = –lg 0,01 = 2.

Пример 7.2 Рассчитать pH 0,1 М раствора гидроксида натрия.

Гидроксид натрия – сильный электролит, диссоциирующий необратимо и полностью по схеме: NaOH ® Na + +OH – . Из уравнения процесса диссоциации видно, что C(OH – ) = C(NaOH) = 0,1 моль/л.

pOH = –lg C(H + ) = –lg 0,1 = 1; pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13.

Диссоциация слабого электролита – это равновесный процесс. Константа равновесия, записанная для процесса диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Например, для процесса диссоциации уксусной кислоты

Каждая стадия диссоциации многоосновной кислоты характеризуется своей константой диссоциации. Константа диссоциации – справочная величина; см. [1; 2].

Расчёт концентраций ионов (и pH) в растворах слабых электролитов сводится к решению задачи на химическое равновесие для того случая, когда известна константа равновесия и необходимо найти равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции (см. пример 6.2 – задача 2 типа).

Пример 7.3 Рассчитать pH и степень диссоциации электролита в растворе NH₄OH с массовой долей 0,35%. Плотность раствора – 1 г/мл.

В 0,35% растворе NH₄OH молярная концентрация гидроксида аммония равна 0,1 моль/л (пример перевода процентной концентрации в молярную – см. пример 5.1). Эту величину часто обозначают C₀. C₀ – это общая концентрация электролита в растворе (концентрация электролита до диссоциации).

NH₄OH принято считать слабым электролитом, обратимо диссоциирующим в водном растворе: NH₄OH ⇆ NH₄ + + OH – (см. также примечание 2 на стр. 5). Константа диссоциации К = 1,8·10 –5 (справочная величина). Поскольку слабый электролит диссоциирует неполностью, сделаем предположение, что продиссоциировало x моль/л NH₄OH, тогда равновесная концентрация ионов аммония и гидроксид-ионов также будут равняться x моль/л: C(NH₄ + ) = C(OH — ) = x моль/л. Равновесная концентрация непродиссоциировавшего NH₄OH равна: С(NH₄OH) = (C₀–x) = (0,1–x) моль/л.

Подставляем выраженные через x равновесные концентрации всех частиц в уравнение константы диссоциации:

.

Очень слабые электролиты диссоциируют незначительно (x ® 0) и иксом в знаменателе как слагаемым можно пренебречь:

.

Обычно в задачах общей химии иксом в знаменателе пренебрегают в том случае, если (в этом случае х – концентрация продиссоциировавшего электролита – в 10 и менее раз отличается от C₀ – общей концентрации электролита в растворе).

моль/л

С(OH – ) = x = 1,34∙10 -3 моль/л; pOH = –lg C(OH – ) = –lg 1,34∙10 –3 = 2,87.

pH = 14 – pOH = 14 – 2,87 = 11,13.

Степень диссоциации электролита можно рассчитать как отношение концентрации продиссоциировавшего электролита (x) к общей концентрации электролита (C₀):

(1,34%).

Пример 7.4 Рассчитать pH 30% раствора фосфорной кислоты (плотность раствора 1,18 г/мл. Чему равна степень диссоциации электролита в этом растворе?

Сначала следует перевести процентную концентрацию в молярную (см. пример 5.1). В данном случае C₀(H₃PO₄) = 3,6 моль/л.

Расчёт концентрации ионов водорода в растворах многоосновных слабых кислот, проводится только по первой стадии диссоциации. Строго говоря, общая концентрация ионов водорода в растворе слабой многоосновной кислоты равна сумме концентраций ионов H + , образовавшихся на каждой стадии диссоциации. Например, для фосфорной кислоты C(H + )_общая = C(H + )_{по 1 стадии} + C(H + )_{по 2 стадии} + C(H + )_{по 3 стадии} . Однако, диссоциация слабых электролитов протекает преимущественно по первой стадии, а по второй и последующим стадиям – в незначительной степени, поэтому

C(H + )_{по 2 стадии} ≈ 0, C(H + )_{по 3 стадии} ≈ 0 и C(H + )_общая ≈ C(H + )_{по 1 стадии} .

Пусть фосфорной кислоты продиссоциировало по первой стадии x моль/л, тогда из уравнения диссоциации H₃PO₄ ⇆ H + + H₂PO₄ – следует, что равновесные концентрации ионов H + и H₂PO₄ – также будут равны x моль/л, а равновесная концентрация непродиссоциировавшей H₃PO₄ будет равна (3,6–x) моль/л. Подставляем выраженные через x концентрации ионов H + и H₂PO₄ – и молекул H₃PO₄ в выражение константы диссоциации по первой стадии (K₁ = 7,5·10 –3 – справочная величина):

K₁/C₀ = 7,5·10 –3 / 3,6 = 2,1·10 –3 –2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение.

;

моль/л;

С(H + ) = x = 0,217 моль/л; pH = –lg C(H + ) = –lg 0,217 = 0,66.

(3,44%)

Задание №8

Рассчитайте а) pH растворов сильных кислот и оснований; б) раствора слабого электролита и степень диссоциации электролита в этом растворе (таблица 8). Плотность растворов принять равной 1 г/мл.

Таблица 8 – Условия задания №8

Пример 7.5 Смешали 200 мл 0,2М раствора H₂SO₄ и 300 мл 0,1М раствора NaOH. Рассчитайте pH образовавшегося раствора и концентрации ионов Na + и SO₄ 2– в этом растворе.

Приведём уравнение реакции H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O к сокращённому ионно-молекулярному виду: H + + OH — → H₂O

Из ионно-молекулярного уравнения реакции следует, что в реакцию вступают только ионы H + и OH – и образуют молекулу воды. Ионы Na + и SO₄ 2– в реакции не участвуют, поэтому их количество после реакции такое же как и до реакции.

Расчёт количеств веществ до реакции:

n(H + ) = 2 × n(H₂SO₄) = 2 × 0,02 моль = 0,04 моль;

n(NaOH) = 0,1 моль/л · 0,3 л = 0,03 моль = n(Na + ) = n(OH – ).

Ионы OH – – в недостатке; они прореагируют полностью. Вместе с ними прореагирует столько же (т.е. 0,03 моль) ионов H + .

Расчёт количеств ионов после реакции:

n(H + ) = n(H + )_{до реакции} – n(H + )_{прореагировавших} = 0,04 моль – 0,03 моль = 0,01 моль;

n(Na + ) = 0,03 моль; n(SO₄ 2– ) = 0,02 моль.

Т.к. смешиваются разбавленные растворы, то

V_общ. » Vраствора H₂SO₄ + V раствора NaOH » 200 мл + 300 мл = 500 мл = 0,5 л.

C(Na + ) = n(Na + ) / V_общ. = 0,03 моль : 0,5 л = 0,06 моль/л;

C(H + ) = n(H + ) / V_общ. = 0,01 моль : 0,5 л = 0,02 моль/л;

pH = –lg C(H + ) = –lg 2·10 –2 = 1,699.

Задание №9

Рассчитайте pH и молярные концентрации катионов металла и анионов кис­лотного остатка в растворе, образовавшемся в результате смешивания раствора сильной кислоты с раствором щёлочи (таблица 9).

Таблица 9 – Условия задания №9

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

При растворении в воде любой соли происходит диссоциация этой соли на катионы и анионы. Если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (например, нитрит калия KNO₂), то нитрит-ионы будут связываться с ионами H + , отщепляя их от молекул воды, в результате чего образуется слабая азотистая кислота. В результате этого взаимодействия в растворе установится равновесие:

Таким образом, в растворе соли, гидролизующейся по аниону, появляется избыток ионов OH – (реакция среды – щелочная; pH > 7).

Если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (например, хлорид аммония NH₄Cl), то катионы NH₄ + слабого основания будут отщеплять ионы OH – от молекул воды и образовывать слабодиссоциирующий электролит – гидроксид аммония 1 .

В растворе соли гидролизующейся по катиону появляется избыток ионов H + (реакция среды – кислая pH + связываются с ионами OH – , отщепляя их от молекул воды, а анионы слабой кислоты F – связываются с ионами H + , в результате чего образуется слабое основание NH₄OH и слабая кислота HF: 2

Реакция среды в растворе соли, гидролизующейся и по катиону, и по аниону определяется тем, какой из образующихся в результате гидролиза малодиссоциирующих электролитов является более сильным (это можно выяснить, сравнив константы диссоциации). В случае гидролиза NH₄F среда будет кислой (pH –5 –4 .

Таким образом, гидролизу (т.е. разложению водой) подвергаются соли, образованные:

– катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (KNO₂, Na₂CO₃, K₃PO₄);

– катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (NH₄NO₃, AlCl₃, ZnSO₄);

– катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (Mg(CH₃COO)₂, NH₄F).

C молекулами воды взаимодействуют катионы слабых оснований или (и) анионы слабых кислот; соли образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот гидролизу не подвергаются.

Гидролиз солей, образованных многозарядными катионами и анионами, протекает ступенчато; ниже на конкретных примерах показана последовательность рассуждений, которой рекомендуется придерживаться при составлении уравнений гидролиза таких солей.

1. Как уже отмечалось ранее (см. примечание 2 на стр. 5) существует альтернативная точка зрения, согласно которой гидроксид аммония является сильным основанием. Кислая реакция среды в растворах солей аммония, образованных сильными кислотами, например, NH₄Cl, NH₄NO₃, (NH₄)₂SO₄, объясняется при таком подходе обратимо протекающим процессом диссоциации иона аммония NH₄ + ⇄ NH₃ + H + или, более точно NH₄ + + H₂O ⇄ NH₃ + H₃O + .

2. Если гидроксид аммония считать сильным основанием, то в растворах солей аммония, образованных слабыми кислотами, например, NH₄F следует рассматривать равновесие NH₄ + + F – ⇆ NH₃ + HF, в котором происходит конкуренция за ион H + между молекулами аммиака и анионами слабой кислоты.

Пример 8.1 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза карбоната натрия. Укажите pH раствора (pH>7, pH + + CO₃ 2–

2. Соль образована катионами (Na + ) сильного основания NaOH и анионом (CO₃ 2– ) слабой кислоты H₂CO₃. Следовательно, соль гидролизуется по аниону:

Гидролиз в большинстве случаев протекает обратимо (знак ⇄); на 1 ион, участвующий в процессе гидролиза, записывается 1 молекула HOH.

3. Отрицательно заряженные карбонат ионы CO₃ 2– связываются с положительно заряженными ионами H + , отщепляя их от молекул HOH, и образуют гидрокарбонат ионы HCO₃ – ; раствор обогащается ионами OH – (щелочная среда; pH>7):

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза Na₂CO₃.

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, соединив все имеющиеся в уравнении CO₃ 2– + HOH ⇆ HCO₃ – + OH – анионы (CO₃ 2– , HCO₃ – и OH – ) с катионами Na + , образовав соли Na₂CO₃, NaHCO₃ и основание NaOH:

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались гидрокарбонат ионы, которые участвуют во второй стадии гидролиза:

(отрицательно заряженные гидрокарбонат ионы HCO₃ – связываются с положительно заряженными ионами H + , отщепляя их от молекул HOH).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении HCO₃ – + HOH ⇆ H₂CO₃ + OH – анионы (HCO₃ – и OH – ) с катионами Na + , образовав соль NaHCO₃ и основание NaOH:

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Пример 8.2 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза сульфата алюминия. Укажите pH раствора (pH>7, pH 3+ + 3SO₄ 2–

2. Соль образована катионами (Al 3+ ) слабого основания Al(OH)₃ и анионами (SO₄ 2– ) сильной кислоты H₂SO₄. Следовательно, соль гидролизуется по катиону; на 1 ион Al 3+ записывается 1 молекула HOH: Al 3+ + HOH ⇆ … .

3. Положительно заряженные ионы Al 3+ связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH, и образуют ионы гидроксоалюминия AlOH 2+ ; раствор обогащается ионами H + (кислая среда; pH 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза Al₂(SO₄)₃.

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав все имеющиеся в уравнении Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + катионы (Al 3+ , AlOH 2+ и H + ) с анионами SO₄ 2– , образовав соли Al₂(SO₄)₃, AlOHSO₄ и кислоту H₂SO₄:

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались катионы гидроксо­алюминия AlOH 2+ , которые участвуют во второй стадии гидролиза:

AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH)₂ + + H +

(положительно заряженные ионы AlOH 2+ связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав все имеющиеся в уравнении AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH)₂ + + H + катионы (AlOH 2+ , Al(OH)₂ + , и H + ) с анионами SO₄ 2– , образовав соли AlOHSO₄, (Al(OH)₂)₂SO₄ и кислоту H₂SO₄:

7. В результате второй стадии гидролиза образовались катионы дигидроксоалюминия Al(OH)₂ + , которые участвуют в третьей стадии гидролиза:

(положительно заряженные ионы Al(OH)₂ + связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH).

8. Уравнение третьей стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении Al(OH)₂ + + HOH ⇆ Al(OH)₃ + H + катионы (Al(OH)₂ + и H + ) с анионами SO₄ 2– , образовав соль (Al(OH)₂)₂SO₄ и кислоту H₂SO₄:

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Пример 8.3 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза ортофосфата аммония. Укажите pH раствора (pH>7, pH + + PO₄ 3–

2. Соль образована катионами (NH₄ + ) слабого основания NH₄OH и анионами

(PO₄ 3– ) слабой кислоты H₃PO₄. Следовательно, соль гидролизуется и по катиону, и по аниону: NH₄ + + PO₄ 3– +HOH ⇆ … ; (на одну пару ионов NH₄ + и PO₄ 3– в данном случае записывается 1 молекула HOH). Положительно заряженные ионы NH₄ + связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH, образуя слабое основание NH₄OH, а отрицательно заряженные ионы PO₄ 3– связываются с ионами H + , образуя гидрофосфат ионы HPO₄ 2– :

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза (NH₄)₃PO₄.

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении NH₄ + + PO₄ 3– + HOH ⇆ NH₄OH + HPO₄ 2– анионы (PO₄ 3– , HPO₄ 2– ) с катионами NH₄ + , образовав соли (NH₄)₃PO₄, (NH₄)₂HPO₄:

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались гидрофосфат анионы HPO₄ 2– , которые вместе с катионами NH₄ + участвуют во второй стадии гидролиза:

(ионы NH₄ + связываются с ионами OH – , ионы HPO₄ 2– – с ионами H + , отщепляя их от молекул HOH, образуя слабое основание NH₄OH и дигидрофосфат ионы H₂PO₄ – ).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении NH₄ + + HPO₄ 2– + HOH ⇆ NH₄OH + H₂PO₄ – анионы (HPO₄ 2– и H₂PO₄ – ) с катионами NH₄ + , образовав соли (NH₄)₂HPO₄ и NH₄H₂PO₄:

7. В результате второй стадии гидролиза образовались дигидрофосфат анионы H₂PO₄ – , которые вместе с катионами NH₄ + участвуют в третьей стадии гидролиза:

(ионы NH₄ + связываются с ионами OH – , ионы H₂PO₄ – – с ионами H + , отщепляя их от молекул HOH и образуют слабые электролиты NH₄OH и H₃PO₄).

8. Уравнение третьей стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав присутствующие в уравнении NH₄ + + H₂PO₄ – + HOH ⇆ NH₄OH + H₃PO₄ анионы H₂PO₄ – и катионами NH₄ + и образовав соль NH₄H₂PO₄:

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Процесс гидролиза протекает преимущественно по первой стадии, поэтому реакция среды в растворе соли, гидролизующейся и по катиону, и по аниону определяется тем, какой из малодиссоциирующих электролитов, образующихся на первой стадии гидролиза, является более сильным. В рассматриваемом случае

реакция среды будет щелочной (pH>7), поскольку ион HPO₄ 2– – более слабый электролит, чем NH₄OH: KNH₄OH = 1,8·10 –5 > KHPO₄ 2– = K_III H₃PO₄ = 1,3×10 –12 (диссоциация иона HPO₄ 2– – это диссоциация H₃PO₄ по третьей стадии, поэтому KHPO₄ 2– = K_III H₃PO₄).

Задание №10

Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза солей (таблица 10). Укажите pH раствора (pH>7, pH

Живите по правилу: МАЛО ЛИ ЧТО НА СВЕТЕ СУЩЕСТВУЕТ? Я неслучайно подчеркиваю, что место в голове ограничено, а информации вокруг много, и что ваше право.

ЧТО И КАК ПИСАЛИ О МОДЕ В ЖУРНАЛАХ НАЧАЛА XX ВЕКА Первый номер журнала «Аполлон» за 1909 г. начинался, по сути, с программного заявления редакции журнала.

Что делает отдел по эксплуатации и сопровождению ИС? Отвечает за сохранность данных (расписания копирования, копирование и пр.).

ЧТО ПРОИСХОДИТ, КОГДА МЫ ССОРИМСЯ Не понимая различий, существующих между мужчинами и женщинами, очень легко довести дело до ссоры.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:

🎦 Видео

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Химия ЕГЭСкачать

Основные положения теории электролитической диссоциации. Свойства ионов. 9 класс.Скачать

Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. 9 класс.Скачать

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ кислот оснований и солей | Как писать УРАВНЕНИЯ ДИССОЦИАЦИЙСкачать

§39, 9 кл. Диссоциация электролитов в водных растворахСкачать

Химия 9 класс (Урок№5 - Сущность процесса электролитической диссоциации.)Скачать

Электролитическая диссоциация | Химия ЕГЭ, ЦТСкачать

Диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Проводник второго рода. Химия – ПростоСкачать

Механизм электролитической диссоциации. 9 класс.Скачать

Задание 13. Диссоциация, как писать уравнения диссоциации? | Химия ОГЭ | УмскулСкачать

сильные и слабые электролиты РАСЧЕТ рНСкачать

Задание 13: Все про электролитическую диссоциацию на ОГЭСкачать

72. Электролитическая диссоциацияСкачать

9 класс. Электролитическая диссоциация. Образование ионов.Скачать

Основные положения теории электролитической диссоциации | Химия 8 класс #41 | ИнфоурокСкачать

Закон разбавления ОствальдаСкачать