Чтение онлайн

6) уменьшение давления (для реакции, идущей с увеличением объема).

Электролитическая диссоциация – процесс образования ионов (катионов и анионов) при растворении в воде некоторых веществ.

При электролитической диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислоты, например:

HNO3 = Н+ + NO3¯

При электролитической диссоциации оснований образуются катионы металла и гидроксид-ионы, например:

NaOH = Na+ + ОН¯

При электролитической диссоциации солей (средних, двойных, смешанных) образуются катионы металла и анионы кислоты, например:

NaNO3 = Na+ + NO3¯

KAl(SO4)2 = К+ + Al3+ + 2SO42-

При электролитической диссоциации кислых солей образуются катионы металла и гидроанионы кислоты, например:

NaHCO3 = Na+ + HCO3‾

Некоторые сильные кислоты

HBr, HCl, НСlO4, H2Cr2O7, HI, HMnO4, H2SO4, H2SeO4, HNO3, Н2СrO4

Некоторые сильные основания

RbOH, CsOH, КОН, NaOH, LiOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2

Степень диссоциации α – отношение количества продиссоциировавших частиц к количеству исходных частиц.

При постоянном объеме:

Классификация веществ по степени диссоциации

Правило Бертолле

Обменные реакции в растворе протекают необратимо, если в результате образуется осадок, газ, слабый электролит.

Примеры молекулярных и ионных уравнений реакций

1. Молекулярное уравнение: CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl

«Полное» ионное уравнение: Сu2+ + 2Сl¯ + 2Na+ + 2OH¯ = Cu(OH)2↓ + 2Na+ + 2Сl¯

«Краткое» ионное уравнение: Сu2+ + 2OН¯ = Cu(OH)2↓

2. Молекулярное уравнение: FeS(T) + 2HCl = FeCl2 + H2S↑

«Полное» ионное уравнение: FeS + 2Н+ + 2Сl¯ = Fe2+ + 2Сl¯ + H2S↑

«Краткое» ионное уравнение: FeS (T) + 2H+ = Fe2+ + H2S↑

3. Молекулярное уравнение: 3HNO3 + K3PO4 = Н3РO4 + 3KNO3

«Полное» ионное уравнение: 3Н+ + 3NO3¯ + ЗК+ + PO43- = Н3РO4 + 3K+ + 3NO3¯

«Краткое» ионное уравнение: 3Н+ + PO43- = Н3РO4

*Водородный показатель

(рН) рН = – lg[H3O+] = 14 + lg[OH¯]

*Интервал рН для разбавленных водных растворов

рН 7 (нейтральная среда)

Примеры обменных реакций

Реакция нейтрализации – обменная реакция, протекающая при взаимодействии кислоты и основания.

1. Щелочь + сильная кислота: Ва(OН)2 + 2НСl = ВаСl2 + 2Н2O

Ва2+ + 2OН¯ + 2Н+ + 2Сl¯ = Ва2+ + 2Сl¯ + 2Н2O

Н+ + ОН¯ = Н2O

2. Малорастворимое основание + сильная кислота: Сu(ОН)2(т) + 2НСl = СuСl2 + 2Н2O

Сu(ОН)2 + 2Н+ + 2Сl¯ = Сu2+ + 2Сl¯ + 2Н2O

Сu(ОН)2 + 2Н+ = Сu2+ + 2Н2O

*Гидролиз – обменная реакция между веществом и водой без изменения степеней окисления атомов.

1. Необратимый гидролиз бинарных соединений:

Mg3N2 + 6Н2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3

2. Обратимый гидролиз солей:

а) Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты:

NaCl = Na+ + Сl¯

Na+ + Н2O ≠ ;

Сl¯ + Н2O ≠

гидролиз отсутствует; среда нейтральная, рН = 7.

б) Соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты:

Na2S = 2Na+ + S2-

Na+ + H2O ≠

S2- + Н2O ↔ HS¯ + ОН¯

гидролиз по аниону; среда щелочная, рН >7.

в) Соль образована катионом слабого или малорастворимого основания и анионом сильной кислоты:

ZnCl2 = Zn2+ + 2Сl¯

Сl¯ + H2O ≠

Zn2+ + Н2O ↔ ZnOH+ + Н+

гидролиз по катиону; среда кислотная, рН < 7.

г) Соль образована катионом слабого или малорастворимого основания и анионом слабой кислоты:

NH4(CH3COO) = NH4+ + СН3СОО¯

NH4+ + Н2O ↔ NH3 + Н3O+

СН3СОО¯ + Н2O ↔ СН3СООН + ОН¯

гидролиз по катиону и аниону; среда нейтральная, слабо кислотная или слабо щелочная, рН 7, < 7 или >7.

*Среда в растворах кислых солей

1 . Гидрокарбонат-ион:

НСО4¯ + Н2O ↔ Н2СO3 + ОН¯

среда щелочная.

2. Гидроортофосфат-ион:

НРO42- + Н2O ↔ Н2РO4¯ + ОН¯

среда щелочная.

3. Дигидроортофосфат-ион:

Н2РO4¯ + Н2O ↔ НРO42- + Н3O+

среда кислотная.

4. Гидросульфид-ион:

HS¯ + Н2O ↔ H2S + ОН¯

среда щелочная.

5. Гидросульфит-ион:

HSO3¯ + Н2O ↔ SO32- + Н3O+

среда кислотная.

6. Гидросульфат-ион:

HSO4¯ + Н20 = SO42– + Н3O+

среда кислотная.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) протекают с изменением степеней окисления элементов и сопровождаются передачей электронов.

Степень окисления – условный заряд атома элемента, который рассчитывают, исходя из предположения ионного строения вещества.

Для молекулы сумма степеней окисления атомов равна нулю.

Для сложного иона сумма степеней окисления атомов равна заряду иона.

Степени окисления более электроотрицательных элементов отрицательны.

Степени окисления менее электроотрицательных элементов положительны.

Высшие и низшие степени окисления элементов 2-го и 3-го периодов в химических соединениях