Уравнение реакции диссоциации и гидролиза

• Почему растворы занимают промежуточное положение между смесями и химическими соединениями.
• Чем отличается ненасыщенный раствор от разбавленного и насыщенный от концентрированного.
• Какими правилами нужно руководствоваться при составлении ионных уравнений.
• Почему при растворении в воде некоторых солей меняется реакция среды (с нейтральной на кислую или щелочную).

В результате изучения данной темы вы научитесь:

• Составлять уравнения реакции ионного обмена.
• Составлять полные и сокращенные ионные уравнения гидролиза солей.
• Предсказывать реакцию среды в растворах солей.
• Решать задачи на определение концентрации растворов.

Учебные вопросы:

9.1. Растворы и их классификация

Растворами называют гомогенные системы, в которых одно вещество распределено в среде другого (других) веществ.

Растворы состоят из растворителя и растворенного вещества (веществ). Эти понятия условны. Если одним из составляющих растворов веществ является жидкость, а другими — газы или твердые вещества, то растворителем обычно считают жидкость. В других случаях растворителем считают тот компонент, которого больше.

Газообразные, жидкие и твердые растворы

В зависимости от агрегатного состояния растворителя различают газообразные, жидкие и твердые растворы. Газообразным раствором является, например, воздух и другие смеси газов. Морская вода — наиболее распространенный жидкий раствор различных солей и газов в воде. К твердым растворам принадлежат многие металлические сплавы.

Истинные и коллоидные растворы

По степени дисперсности различают истинные и коллоидные растворы (коллоидные системы). При образовании истинных растворов растворенное вещество находится в растворителе в виде атомов, молекул или ионов. Размер частиц в таких растворах равен 10 –7 — 10 –8 см. Коллоидные растворы относятся к гетерогенным системам, в которых частицы одного вещества (дисперсная фаза) равномерно распределены в другом (дисперсионная среда). Размер частиц в дисперсных системах находится в пределах от 10 –7 см до 10 –3 и более см. Следует отметить, что здесь и далее везде мы будем рассматривать истинные растворы.

Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы

Процесс растворения связан с диффузией, т. е. с самопроизвольным распределением частиц одного вещества между частицами другого. Так, процесс растворения твердых веществ, имеющих ионное строение, в жидкостях можно представить следующим образом: под влиянием растворителя разрушается кристаллическая решетка твердого вещества, а ионы распределяются равномерно по всему объему растворителя. Раствор останется ненасыщенным до тех пор, пока в него может переходить еще некоторое количество вещества.

Раствор, в котором вещество при данной температуре больше не растворяется, т.е. раствор, находящийся в состоянии равновесия с твердой фазой растворяемого вещества, называется насыщенным. Растворимость данного вещества равна его концентрации в насыщенном растворе. При строго определенных условиях (температура, растворитель) растворимость есть величина постоянная.

Если растворимость вещества увеличивается с ростом температуры, то охлаждая насыщенный при более высокой температуре раствор, можно получить пересыщенный раствор, т.е. такой раствор, концентрация вещества в котором выше концентрации насыщенного раствора (при данных температуре и давлении). Пересыщенные растворы очень неустойчивы. Легкое сотрясение сосуда или введение в раствор кристаллов вещества, находящегося в растворе, вызывает кристаллизацию избытка растворенного вещества, и раствор становится насыщенным.

Разбавленные и концентрированные растворы

Не следует путать ненасыщенный и насыщенный растворы с разбавленным и концентрированным. Понятия разбавленный и концентрированный растворы – относительные и между ними нельзя провести четкой границы. Они определяют соотношение между количествами растворенного вещества и растворителя. В общем случае, разбавленные растворы – это растворы, содержащие небольшие количества растворенного вещества по сравнению с количеством растворителя, концентрированные – с большим содержанием растворенного вещества.

Например, если при 20 o С растворить в 100 г воды 25 г NaCl, то полученный раствор будет концентрированным, но ненасыщенным, поскольку растворимость хлорида натрия при 20 o С составляет 36 г в 100 г воды. Максимальная масса AgI, которая растворяется при 20 o С в 100 г Н₂О равна 1,3·10 –7 г. Полученный при этих условиях раствор AgI будет насыщенным, но очень разбавленным.

9.2. Физическая и химическая теория растворов; тепловые явления при растворении

Физическая теория растворов была предложена В. Оствальдом (Германия) и С. Аррениусом (Швеция). Согласно этой теории частицы растворителя и растворенного вещества (молекулы, ионы) равномерно распределяются по всему объему раствора вследствие процессов диффузии. При этом между растворителем и растворенным веществом отсутствует химическое взаимодействие.

Химическая теория была предложена Д.И. Менделеевым. Согласно представлениям Д.И. Менделеева между молекулами растворяемого вещества и растворителем происходит химическое взаимодействие с образованием неустойчивых, превращающихся друг в друга соединений растворенного вещества с растворителем – сольватов.

Русские ученые И.А. Каблуков и В.А. Кистяковский объединили представления Оствальда, Аррениуса и Менделеева, заложив тем самым основу современной теории растворов. Согласно современной теории в растворе могут существовать не только частицы растворенного вещества и растворителя, но и продукты физико-химического взаимодействия растворенного вещества с растворителем – сольваты. Сольваты – это неустойчивые соединения переменного состава. Если растворителем является вода, их называют гидратами. Сольваты (гидраты) образуются за счет ион-дипольного, донорно-акцепторного взаимодействий, образования водородных связей и т.д. Например, при растворении NaCl в воде между ионами Na + , Cl – и молекулами растворителя возникает ион-дипольное взаимодействие. Образование гидратов аммиака при его растворении в воде происходит за счет образования водородных связей.

Гидратная вода иногда настолько прочно связывается с растворенным веществом, что выделяется вместе с ним из раствора. Кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, называются кристаллогидратами, а вода, входящая в состав таких кристаллов, называется кристаллизационной. Примерами кристаллогидратов является медный купорос CuSO₄·5H₂O, алюмокалиевые квасцы KAl(SO₄)₂·12H₂O.

Тепловые эффекты при растворении

В результате изменения структуры веществ при переходе их из индивидуального состояния в раствор, а также в результате происходящих взаимодействий изменяются свойства системы. На это указывают, в частности, тепловые эффекты растворения. При растворении происходят два процесса: разрушение структуры растворяемого вещества и взаимодействие молекул растворенного вещества с молекулами растворителя. Взаимодействие растворенного вещества с растворителем называется сольватацией. На разрушение структуры растворяемого вещества затрачивается энергия, а взаимодействие частиц растворенного вещества с частицами растворителя (сольватация) – процесс экзотермический (идет с выделением теплоты). Таким образом, процесс растворения может быть экзотермическим или эндотермическим, в зависимости от соотношения этих тепловых эффектов. Например, при растворении серной кислоты наблюдается сильное разогревание раствора, т.е. выделение теплоты, а при растворении нитрата калия – сильное охлаждение раствора (эндотермический процесс) .

9.3. Растворимость и ее зависимость от природы веществ

Растворимость – наиболее изученное свойство растворов. Растворимость веществ в различных растворителях колеблется в широких пределах. В табл. 9.1 приведена растворимость некоторых веществ в воде, а в табл. 9.2 – растворимость йодида калия в различных растворителях.

Таблица 9.1.Растворимость некоторых веществ в воде при 20 o С

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

Электролитическая диссоциация. Гидролиз растворов

экспериментально изучить электропроводность некоторых веществ и растворов, зависимость реакционной способности от степени диссоциации электролитов, факторы, нарушающие равновесие в растворах электролитов.

1. Электролиты. Сильные и слабые электролиты.

2. Электролитическая диссоциация. Основные положения теории Аррениуса.

3. Степень и константа диссоциации. Факторы, влияющие на степень диссоциации.

4. Равновесие в растворах электролитов.

5. Влияние одноименных ионов на диссоциацию слабых электролитов.

Электролиты – вещества, способные распадаться на ионы (положительные катионы и отрицательные анионы), их растворы проводят электрический ток.

Неэлектролиты– не распадаются на ионы, их растворы не проводят ток.

Электролитическая диссоциация – распад молекул электролита на ионы в растворе или расплаве.

Диссоциация классов соединений:

многоосновных кислот ступенчато, в основном по первой ступени:

H₂S « H + + HS – (первая ступень)

HS – « H + + S 2– (вторая ступень)

оснований NaOH ® Na + + OH –

многокислотных оснований ступенчато, в основном по первой ступени

Mg(OH)₂ « MgOH + + OH – (первая ступень)

MgOH + « Mg 2+ + OH – (вторая ступень)

амфотерных оснований возможна как кислот и как оснований:

всех солей растворимых в воде – практически полностью, из них:

кислых солей ступенчато, в основном по 1 ступени

NaHCO₃ « Na + + HCO₃ – (первая ступень)

HCO₃ – « H + + CO₃ 2– (вторая ступень)

основных солей ступенчато, в основном по 1 ступени

CuOHCl « CuOH + + Cl – (первая ступень)

CuOH + « Cu +2 + OH – (вторая ступень)

О силе электролита можно судить по электропроводности его раствора и по химической активности в реакциях ионного обмена.

Степень диссоциации (α) – отношение числа молекул электролита распавшихся на ионы к общему числу его молекул в растворе. Понятие степени диссоциации неприменимо к сильным электролитам.

Сильные электролиты – вещества, диссоциирующие в растворах полностью:

Слабые электролиты – вещества, диссоциирующие частично, в их растворах устанавливается равновесие между молекулами и ионами.

a + + OH –

Закон разбавления Оствальда связывает константу и степень диссоциации:

, где , См — молярная концентрация

Если α значительно меньше 1, уравнение закона Оствальда упрощается:

, т.е. при разбавлении степень диссоциации вырастает.

Для бинарного электролита КАn (например НСlO, HCSN): [К + ]=[Аn – ]= .

Показатель константы диссоциации: PК = – lg К_дис.

Изменение условий смещает динамическое равновесие процесса диссоциации:

Разбавление приводит к возрастанию степени диссоциации электролитов.

Добавка одноименного иона, т.е. увеличение концентрации одного из ионов ведет к снижению степени диссоциации электролита.

Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и сопровождающееся изменением рН раствора.

Гидролизу подвергается ион слабого электролита, возможны 3 типа гидролиза.

1.Гидролиз по аниону Соль сильного основания и слабой кислоты СН₃СООNa.

Молекулярное уравнение: CH₃COONa + H₂O « CH₃COOH + NaOH

Ионно-молекулярное уравнение: СН₃СОО – + НОН « СН₃СООН + ОН –

Образующиеся при диссоциации анионы СН₃СОО – связываются в слабый электролит СН₃СООН. Ионы ОН – накапливаются, создавая в растворе щелочную среду (рН>7). Гидролиз тем сильнее, чем меньше К_дисс образующейся слабой кислоты.

Гидролиз солей многоосновных кислот протекает по стадиям, преимущественно по первой стадии.

1 стадия: K₂S + H₂O « KHS + KOH

S 2– + HOH « HS – + OH –

2 стадия: KHS + H₂O « H₂S + KOH

HS -– + HOH « H₂S + OH –

2. Гидролиз по катиону. Соль слабого основания и сильной кислоты CuSO₄ Гидролиз идет по катиону Cu 2+ и протекает в две стадии с образованием преимущественно основной соли.

Реакция среды кислая (рН + . Гидролиз тем сильнее, чем меньше К_дисс образующегося основания.

1 стадия: Cu 2+ + H₂O « CuOH + + H +

2 стадия: CuOH + + HOH « Cu(OH)₂ + H +

3. Гидролиз по катиону и аниону. Соль слабого основания и слабой кислоты CH₃COONH₄.

Среда раствора нейтральная, слабокислая или слабощелочная в зависимости от К_дисс образующихся слабых электролитов.

Усиление гидролиза, совместный гиролиз солей слабого основания CrCl₃ и слабой кислоты Na₂S приводит к необратимому гидролизу каждой из солей до конца с образованием слабого основания и слабой кислоты.

Гидролиз соли CrCl₃ идет по катиону: Cr 3+ + HOH « CrOH 2+ + H +

Гидролиз соли Na₂S идет по аниону: S 2– + HOH « HS – + OH –

Гидролиз усиливается, т.к. образуется слабый электролит Н₂О: H + +OH – =Н₂О

Молекулярное уравнение: 2CrCl₃+3Na₂S+6H₂O=2Cr(OH)₃+3H₂S+6NaCl Ионно-молекулярное уравнение: 2Cr 3+ + 3S 2– + 6H₂O = 2Cr(OH)₃¯ + 3H₂S­

Соли сильных оснований и сильных кислот гидролизу не подвергаются, т.к. ни один из ионов соли не образует с ионами Н + и ОН – воды слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную среду.

1. Степень диссоциации СНзСООН в 0,1М растворе равна 1,32∙10 -5 К_дис и рК кислоты.

2. Кдис HCN равна 7.9∙10 -10 . Найти степень диссоциации HCN в 0,001 М растворе.

3. Вычислить концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе НСlO ( К_дис=5·10 -8 )

4. Во сколько раз уменьшится [H + ] в 0,2 М растворе НСООН (К_дис=0,8·10 -4 ), если к 1л этого раствора добавить 0,1моль соли НСООNа (соль диссоциирует полностью)?

5. Написать ионное уравнение реакции: Мg(ОН)₂ + 2НС1 = МgС1₂ + Н₂О

6. Написать уравнения ступенчатой диссоциации фосфорной кислоты в водном растворе. Вычислите К_дис Н₃РО₄ по 1-й ступени, если в 0,1 н растворе α=36 %.

7. Какое значение рН имеет раствор уксусной кислоты с массовой долей ω=0,6%?

8. Будет ли одинаковой электрическая проводимость водных и спиртовых растворов одного и того же вещества при одной и той же концентрации?

Опыт 1.Сравнение электропроводности растворов некоторых веществ

1. Угольные электроды, укрепленные на деревянной дощечке и последовательно соединенные с лампой, включить в электрическую сеть

2. Соблюдая меры предосторожности поочередно опускать электроды в стаканы с веществами и растворами, указанными в таблице, каждый раз промывая электроды в стакане с дистиллированной водой.

3. Наблюдать загорание электрической лампы

4. Внести данные в Таблицу 1, записать уравнения реакции

5. Объяснить разницу в степени накала лампочки в растворах.

6. Вделать вывод о силе электролитов по силе накала лампы.

Видео:Гидролиз солей. 9 класс.Скачать

Советы тут

Много полезных советов

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

Растворы. Электролитическая диссоциация. Гидролиз солей

от Ауес Беев

Сегодня урок химии 8 — Растворы. Электролитическая диссоциация. Гидролиз солей. Но прежде запишите ответы к тестовым заданиям урока химии 7: 1-3, 2-2, 3-3, 4-3, 5-3, 6-4, 7-3, 8-3, 9-3, 10-1, 11-3, 12-1, 13-1, 14-1, 15-3, 16-3, 17-1, 18-2, 19-3, 20-3, 21-1, 22-3, 23-3, 24-2, 25-2.

Раствор – однородная (гомогенная) система переменного состава, содержащая два или большее число веществ. По агрегатному состоянию растворы делятся на твердые, жидкие и газообразные. Размер частиц в истинных растворах – порядка размеров молекул (

Суспензия – неоднородная (гетерогенная) система, состоящая из твердых частиц, распределенных между молекулами жидкости. Размер частиц в суспензиях 10 -7 – 10 -5 м.

Эмульсия – неоднородная система, состоящая из капель жидкости, распределенных между молекулами другой жидкости. Размер частиц в эмульсиях 10 -7 – 10 -5 м.

Насыщенный раствор – раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом. В насыщенном растворе вещество раствориться не может.

Растворимость (коэффициент растворимости) – масса вещества, которая может раствориться в 100г растворителя. Растворимость большинства твердых веществ увеличивается с ростом температуры, растворимость газов — уменьшается. Растворимость газов увеличивается с повышением давления.

Массовая доля растворенного вещества – безразмерная величина, равная отношению массы вещества к массе раствора:

По массовой доле растворы делятся на разбавленные (ω мало) и концентрированные (ω велико).

Мольная доля растворенного вещества – без размерная величина, равная отношению числа молей вещества к общему числу молей всех веществ в растворе:

Молярная концентрация растворенного веществапоказывает, сколько молей вещества содержится в 1л раствора:

Молярная концентрация выражается в моль/л (это размерность иногда обозначается М, например: 2M NaOH).

Электролитическая диссоциация.

Электролит – вещество, которое в растворе или расплаве распадается на ионы. Процесс распада на ионы называется электролитической диссоциацией. К электролитам относятся вещества с ионной или сильно полярной ковалентной связью – кислоты, основания, соли.

Неэлектролит – вещество, которое не распадается на ионы в растворе. К ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью (например многие органические соединения).

Теория электролитической диссоциации (С. Аррениус, 1887).

1. При растворении в воде электролиты распадаются на положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы). Ионы в растворе взаимодействуют с молекулами воды (гидротация).
2. Под действием постоянного электрического тока катионы движутся к катоду, анионы – к аноду.
3. Процесс диссоциации является обратимым. Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, концентрации электролита и температуры.

Степень диссоциации α – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n’) к общему числу растворенных молекул (n):

α может изменяться от нуля (диссоциации нет) до 1 (полная диссоциация).

Сильный электролит – α > 0,3. К сильным электролитам относятся почти все соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄, H₂SO_4(разб.)) и сильные основания, или щелочи (LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂).

Слабый электролит — α + ] · [OH — ]

Ионное произведение воды зависит от температуры: при 25 0 С K_w=1 · 10 -14 .

Водородный показатель pH – величина, характеризующая концентрацию ионов водорода и кислотность среды:

в чистой воде и нейтральных растворах рН = 7, в кислых растворах рН 7.

Ионные реакции в растворах.

Ионные реакции – реакции между ионами в растворах электролитов; они идут практически до конца в сторону образования а) осадков, б) газов, в) слабых электролитов. Ионные реакции записываются с помощью сокращенных ионных уравнений, показывающих, какие ионы (и молекулы) реагируют друг с другом.

Сокращенное ионное уравнение:

Сокращенное ионное уравнение:

в) HCl + NaOH → NaCl + H₂O.

сокращенное ионное уравнение:

Гидролиз солей – взаимодействие солей с водой, в результате которого образуется слабый электролит (кислота или основание). Различают несколько типов гидролиза.

1. В растворах солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, происходит обратимый гидролиз кислотного типа, например:

или в ионном виде

Среда раствора – щелочная

1. В растворах солей образованных сильной кислотой и слабым основанием, происходит обратимый гидролиз основного типа, например:

или в ионном виде:

Fe 2+ + H₂O ↔ Fe(OH) + + H + .

Среда раствора – кислая.

1. В растворах многих солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, происходит необратимый гидролиз, например:

Реакция среды зависит от относительной силы кислоты и основания.

1. Соли сильного основания и сильной кислоты не гидролизуются, и растворы этих солей имеют нейтральную окраску.

ОКРАСКА ИНДИКАТОРОВ В РАЗЛИЧНЫХ СРЕДАХ

Среда

Это был урок химии 8 — Растворы. Электролитическая диссоциация. Гидролиз солей

🌟 Видео

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ кислот оснований и солей | Как писать УРАВНЕНИЯ ДИССОЦИАЦИЙСкачать

Гидролиз солей. Классификация солей. Решение примеров.Скачать

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

Гидролиз солей. 1 часть. 11 класс.Скачать

Задание 13: Все про электролитическую диссоциацию на ОГЭСкачать

Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Ионные уравнения реакций. Как составлять полные и сокращенные уравненияСкачать

Гидролиз солей. Теория для задания 23 ЕГЭ по химии.Скачать

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

Ступенчатый гидролиз солей по аниону. Решаем примеры.Скачать

Химия | Молекулярные и ионные уравненияСкачать

Химия 9 класс (Урок№8 - Гидролиз солей.)Скачать

Степень гидролиза и как её рассчитатьСкачать

11 класс. Гидролиз солей.Скачать

Константа гидролиза и pH водного раствора солиСкачать

Всё про ГИДРОЛИЗ для ЕГЭ ПО ХИМИИ. с ЭКСПЕРИМЕНТАМИ!Скачать