Електролітична дисоціація іонних реакцій. Посібник-репетитор з фізики. Механізм електролітичної дисоціації іонних речовин

Електролітична дисоціація - Це процес розпаду молекул електроліту на іони під дією полярних молекул розчинника.

Електроліти– це речовини, розплави чи водні розчини яких проводять електричний струм. До них відносяться розчини кислот, розплави та розчини лугів та солей. Неелектроліти- Це речовини, які не проводять електричний струм. До них відносяться багато органічних речовин.

Електроліти, які практично повністю дисоціюють на іони, називаються сильними;електроліти, які частково дисоціюють на іони, називаються слабкими.Для кількісної оцінки повноти дисоціації запроваджено поняття ступеня дисоціації. ступенем дисоціаціїелектроліту називають відношення числа молекул, що розпалися на іони, до загального числа молекул, що перебувають у розчині.

Зазвичай ступінь дисоціації ( α ) виражають у частках одиниці або %:

де n- Число частинок, що зазнали електролітичної дисоціації;

n 0 – загальна кількість частинок у розчині.

Сильні електроліти - майже всі солі, розчинні основи ( NaOH, KOH, Ba(OH) 2 та ін), неорганічні кислоти ( H 2 SO 4 , HCl, HNO 3 , HBr, HI та ін) .

Слабкі електроліти– нерозчинні основи та NH 4 OH, неорганічні кислоти ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 PO 4 та ін), органічні кислоти та вода H 2 O.

Сильні електроліти дисоціюють на іони практично націло (тобто процес дисоціації є незворотним) і одностадійно:

HCl = H + + Cl – H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2–

Слабкі електроліти дисоціюють частково (тобто процес дисоціації є оборотним) і східчасто . Наприклад, для багатоосновних кислот кожної стадії відбувається відрив одного іону водню:

1. H 2 SO 3 ⇄ H + + HSO 3 - 2. HSO 3 - ⇄ H + + SO 3 2-

Таким чином, кількість стадій багатоосновних кислот визначається основністю кислоти (числом іонів водню), а кількість стадій багатокислотних основ буде визначатися кислотністю основи (або числом гідроксильних груп): NH 4 OH ⇄ NH 4 + + OH – . Процес електролітичної дисоціації завершується встановленням у системі стану хімічної рівноваги, що характеризується константою рівноваги:

Константа рівноваги процесу електролітичної дисоціації називається константою дисоціації – До Д. Константа дисоціації залежить від природи електроліту, природи розчинника, температури, але залежить від концентрації електроліту.

між До Ді α існує кількісний зв'язок:

(13)

Співвідношення (13) називають законом розведення Оствальда: ступінь дисоціації слабкого електроліту збільшується з розведенням розчину.

Для слабких електролітів, коли α  1, До Д = α 2 З.

Вода є слабким електролітом, тому дисоціює оборотно:

H 2 O ⇄ H + + OH – ∆ H= +56,5кДж/моль

Константа дисоціації води:

Ступінь дисоціації води дуже мала (це дуже слабкий електроліт). Оскільки вода присутня у великому надлишку, її концентрація може вважатися величиною постійної і становить
тоді

До Д [ H 2 O] = [ H + ]∙[ OH - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14

[ H + ]∙[ OH - ] = 10 -14 = K W– іонний добуток води

Так як у воді концентрації катіонів водню та гідроксид-іонів рівні, то: [ H + ] = [ OH - ] =
.

Розчинення у воді інших речовин (кислот, основ, солей) змінює концентрацію іонів Н + або ВІН – , а їх добуток завжди залишається постійним і рівним 10 -14 при Т=25 0 С. Концентрація іонів Н + може бути мірою кислотності або лужності розчину. Зазвичай для цієї мети використовується водневий показник: pH = - lg[ H + ]. Таким чином, водневий показник- Це десятковий логарифм концентрації іонів водню, взятий зі зворотним знаком.

Залежно від концентрації іонів водню розрізняють три середовища.

У нейтральноюсередовищі [ H + ] = [ OH - ]= 10 -7 моль/л, рН = -lg 10 -7 = 7 . Це середовище характерне як чистої води, так нейтральних розчинів. У кислихрозчинах [ H + ] > 10 -7 моль/л, рН< 7 . У кислих середовищах рНзмінюється в межах 0 < рН < 7 . У лужнихсередовищах [ H + ] < [ОН – ] і [ H + ] < 10 -7 моль/л, отже, рН > 7. Межі зміни рН: 7 < рН < 14 .

Реакції іонного обміну (РІО)- Це реакції між іонами, що протікають у водних розчинах електролітів. Відмінна риса обмінних реакцій: елементи, що входять до складу речовин, що реагують, не змінюють свій ступінь окислення. Реакції іонного обміну є незворотними реакціями та протікають за умови: 1) утворення малорозчинної речовини; 2) виділення газоподібної речовини; 3) утворення слабкого електроліту.

При протіканні РІО протилежно заряджені іони зв'язуються та виводяться із сфери реакції. Сутність реакцій іонного обміну виражають з допомогою іонних рівнянь, які, на відміну молекулярних, показують справжніх учасників реакції. При складанні іонних рівнянь слід керуватися тим, що речовини малодисоціюючі, малорозчинні (що випадають в осад) і газоподібні записуються в молекулярній формі. Сильні розчинні електроліти записуються як іонів. Тому при написанні іонних рівнянь необхідно користуватися таблицею розчинності солей та основ у воді.

Гідроліз- Це процес взаємодії іонів солі з молекулами води, що призводить до утворення малодисоціюючих сполук; є окремим випадком реакцій іонного обміну. Гідролізу піддаються солі, утворені:

слабкою кислотою та сильною основою ( NaCH 3 COO, Na 2 CO 3 , Na 2 S, );

слабкою основою та сильною кислотою ( NH 4 Cl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

слабкою основою та слабкою кислотою ( NH 4 CN, NH 4 CH 3 COO).

Солі, утворені сильною кислотою та сильною основою, гідролізу не піддаються: Na 2 SO 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJі т.д.

Гідроліз солей збільшує концентрацію іонів Н + або ВІН – . Це призводить до усунення іонної рівноваги води і в залежності від природи солі повідомляє розчину кисле або лужне середовище (див. приклади розв'язання задач).

Під час уроку ми вивчимо тему «Електролітична дисоціація. Реакції іонного обміну. Розглянемо теорію електролітичної дисоціації та познайомимося з визначенням електролітів. Познайомимося із фізичною та хімічною теорією розчинів. Розглянемо у світлі теорії електролітичної дисоціації визначення основ, кислот та солей, а також навчимося складати рівняння реакцій іонного обміну та дізнаємося про умови їх незворотності.

Тема: Розчини та їх концентрація, дисперсні системи, електролітична дисоціація

Урок: Електролітична дисоціація. Реакції іонного обміну

1. Фізична та хімічна теорія розчинів

Ще на зорі вивчення електричних явищ вчені помітили, що струм можуть проводити не лише метали, а й розчини. Але не всякі. Так, водні розчини кухонної солі та інших солей, розчини сильних кислот та лугів добре проводять струм. Розчини оцтової кислоти, вуглекислого та сірчистого газу проводять його набагато гірше. А ось розчини спирту, цукру та більшості інших органічних сполук зовсім не проводять електричного струму.

Електричний струм - це спрямований рух вільних заряджених частинок. У металах такий рух здійснюється за рахунок вільних електронів, електронного газу. Але не лише метали здатні проводити електричний струм.

Електроліти - це речовини, розчини чи розплави яких проводять електричний струм.

Неелектроліти - це речовини, розчини чи розплави яких проводять електричний струм.

Для опису електропровідності деяких розчинів слід розуміти, що таке розчин. До кінця XIX століття існувало дві основні теорії розчинів:

· Фізична. Відповідно до цієї теорії, розчин - це чисто механічна суміш компонентів, і жодної взаємодії між частинками у ньому немає. Вона добре описувала властивості електролітів, але мала певні складнощі у описі розчинів електролітів.

· Хімічна. Відповідно до цієї теорії, при розчиненні відбувається хімічна реакція між розчиняється речовиною і розчинником. Це підтверджується наявністю теплового ефекту при розчиненні та зміною кольору. Наприклад, при розчиненні безводного білого сульфату міді утворюється насичений синій розчин.

Істина опинилася між двома цими крайніми точками. Зокрема, в розчинах протікає і хімічний і фізичний процес.

Мал. 1. Сванте Арреніус

У 1887 році шведський фізико-хімік Сванте Арреніус (Рис. 1), досліджуючи електропровідність водних розчинів, висловив припущення, що в таких розчинах речовини розпадаються на заряджені частинки - іони, які можуть пересуватися до електродів - негативно зарядженого катоду і позитивного.

Це і є причиною електричного струму в розчинах. Цей процес отримав назву електролітичної дисоціації (дослівний переклад - розщеплення, розкладання під впливом електрики). Така назва також передбачає, що дисоціація відбувається під впливом електричного струму. Подальші дослідження показали, що це не так: іони є лише переносниками зарядів у розчині та існують у ньому незалежно від того, проходить через розчин струм чи ні. За активної участі Сванте Арреніуса сформульовано теорію електролітичної дисоціації, яку часто називають на честь цього вченого. Основна ідея цієї теорії полягає в тому, що електроліти під дією розчинника мимоволі розпадаються на іони. І саме ці іони є носіями заряду та відповідають за електропровідність розчину.

2. Основні положення теорії електролітичної дисоціації

1. Електроліти у розчинах під дією розчинника мимоволі розпадаються на іони. Такий процес називається електролітичною дисоціацією.Дисоціація також може відбуватися під час розплавлення твердих електролітів.

2. Іони відрізняються від атомів за складом та властивостями. У водних розчинах іони знаходяться у гідратованому стані. Іони у гідратованому стані відрізняються за властивостями від іонів у газоподібному стані речовини. Це пояснюється так: в іонних сполуках вже спочатку присутні катіони та аніони. При розчиненні молекула води починає підходити до заряджених іонів: позитивним полюсом - до негативного іона, негативним полюсом - до позитивного. Іони називаються гідратованими (рис. 2).

3. У розчинах або розплавах електролітів іони рухаються хаотично, але при пропусканні електричного струму іони рухаються спрямовано: катіони - до катода, аніони - до аноду.

3. Основи, кислоти, солі у світлі теорії електролітичної дисоціації

У світлі теорії електролітичної дисоціації можна дати визначенні підстав, кислот і солей як електролітів.

Основи- це електроліти, в результаті дисоціації яких у водних розчинах утворюється лише один вид аніонів: гідроксид-аніон: OH-.

NaOH ↔ Na+ + OH−

Дисоціація основ, що містять кілька гідроксильних груп, відбувається східчасто:

Ba(OH)2↔ Ba(ОН)+ + OH− Перший ступінь

Ba(OH)+ ↔ Ba2+ + 2OH− Другий ступінь

Ba(OH)2↔ Ba2+ + 2 OH− Сумарне рівняння

Кислоти - це електроліти, внаслідок дисоціації яких у водних розчинах утворюється лише один вид катіонів: H+. Іоном водню називають саме гідратований протон і позначають H3O+, але для простоти записують H+.

HNO3↔ H+ + NO3−

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто:

H3PO4↔ H+ + H2PO4- Перший ступінь

H2PO4- ↔ H+ + HPO42- Другий ступінь

HPO42-↔ H+ + PO43- Третій ступінь

H3PO4↔ 3H+ + PO43-Сумарне рівняння

Солі - це електроліти, що дисоціюють у водних розчинах на катіони металу та аніони кислотного залишку.

Na2SO4 ↔ 2Na+ + SO42−

Середні солі - це електроліти, що дисоціюють у водних розчинах на катіони металу або катіони амонію та аніони кислотного залишку.

Основні солі - це електроліти, що дисоціюють у водних розчинах на катіони металу, гідроксид аніони та аніони кислотного залишку.

Кислі солі - це електроліти, що дисоціюють у водних розчинах на катіони металу, катіони водню та аніони кислотного залишку.

Подвійні солі - це електроліти, що дисоціюють у водних розчинах на катіони декількох металів та аніони кислотного залишку.

KAl(SO4)2↔ K+ + Al3+ + 2SO42

Змішані солі - це електроліти, що дисоціюють у водних розчинах на катіони металу та аніони декількох кислотних залишків

4. Сильні та слабкі електроліти

Електролітична дисоціація тією чи іншою мірою - процес оборотний. Але при розчиненні деяких сполук рівновага дисоціації значною мірою зміщена у бік форми, що диссоціюється. У розчинах таких електролітів дисоціація протікає практично необоротно. Тому при написанні рівнянь дисоціації таких речовин пишеться або знак рівності або пряма стрілка, що означає, що реакція відбувається практично необоротно. Такі речовини називають сильнимиелектролітами.

Слабкиминазиваються електроліти, у яких дисоціація відбувається незначно. Під час написання використовують знак оборотності. Табл. 1.

Для кількісної оцінки сили електроліту запроваджено поняття ступеня електролітичногодисоціації.

Силу електроліту можна охарактеризувати і за допомогою константи хімічної рівновагидисоціації. Називається вона константа дисоціації.

Чинники, що впливають на ступінь електролітичної дисоціації:

· Природа електроліту

· Концентрація електроліту в розчині

· Температура

При збільшенні температури та розведенні розчину ступінь електролітичної дисоціації збільшується. Тому оцінити силу електроліту можна лише порівняння їх за однакових умов. За стандарт прийнято t = 180С і з = 0,1 моль/л.

5. Реакції іонного обміну

Сутність реакції у розчинах електролітів виражається іонним рівнянням. У ньому враховується той факт, що в одному розчині електроліти є у вигляді іонів. А слабкі електроліти та недисоційовані речовини записуються в формі, що дисоціюється на іони. Розчинність електроліту у воді не можна використовувати як критерій його сили. Багато нерозчинні у воді солі є сильними електролітами, але концентрація іонів у розчині виявляється дуже низькою саме внаслідок їх низької розчинності. Саме тому при написанні рівнянь реакцій за участю таких речовин їх записують у недисоційованій формі .

Реакції у розчинах електролітів протікають у напрямку зв'язування іонів.

Існує кілька форм зв'язування іонів:

1. Утворення осаду

2. Виділення газу

3. Утворення слабкого електроліту.

· 1. Утворення осаду:

BaCl2 + Na2CO3 → BaCO3↓ + 2NaCl.

Ba2++2Cl - + 2Na++CO32-→ BaCO3↓ + 2Na++2Cl- повне іонне рівняння

Ba2+ + CO32-→ BaCO3↓ скорочене іонне рівняння.

Скорочене іонне рівняння показує, що при взаємодії будь-якої розчинної сполуки, що містить іон Ba2+, із сполукою, що містить карбонат-аніон CO32-, в результаті вийде нерозчинний осад BaCO3↓.

· 2. Виділення газу:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + CO2&

Скорочене іонне рівняння Н + + ОН − = H 2 O відповідає взаємодії азотної кислоти з:

1) оксидом натрію

2) гідроксидом міді

3) гідроксидом натрі

Відповідь: 3

Пояснення:

Азотна кислота є сильною кислотою, отже практично всі її молекули дисоціюють на катіони H + і аніони NO 3 − . На гідроксид-іони OH − дисоціюють сильні розчинні у питній воді основи, тобто. луги. З усіх варіантів відповідей, поданих у завданні, підходить гідроксид натрію, який у водному розчині розпадається на Na + та OH − .

Повне іонне рівняння реакції NaOH та HNO 3: Na + + OH − + H + + NO 3 − = Na + + NO 3 − + H 2 O. Скоротивши ліворуч і праворуч у рівнянні однакові іони, отримаємо скорочене іонне рівняння, подане в завданні . Ця реакція йде за рахунок утворення малодисоціюючої речовини – води.

Оксид натрію не дисоціює у воді, а реагує з нею з утворенням лугу:

Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH.

Гідроксид міді є нерозчинною основою, тому у воді не дисоціює.

Повне іонне рівняння Cu(OH) 2 + 2H + + 2NO 3 − = Cu 2+ + 2NO 3 − + 2H 2 O

Скорочене іонне рівняння: Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O

Розчинна у воді сіль KNO 3 при дисоціації не дає гідроксид-іони. Будучи сильним електролітом, вона розпадається на катіони K + та аніони NO 3 −

Осад випадає при приливанні сірчаної кислоти до розчину, що містить іони:

1) NH 4 + та NO 3 −

2) K + та SiO 3 2−

Відповідь: 2

Пояснення:

Сірчана кислота є сильним електролітом та у воді дисоціює на іони: H + та SO 4 2- . При взаємодії катіонів H + з аніонами SiO 3 2 утворюється не розчинна у воді кремнієва кислота H 2 SiO 3 .

Кислотний залишок сірчаної кислоти SO 4 2- не утворює опадів із запропонованими катіонами, як можна перевірити за таблицею розчинності кислот, основ та солей у воді.

Катіон H + , крім SiO 3 2− , також не утворює опадів із запропонованими аніонами.

Скорочене іонне рівняння Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 відповідає взаємодії між:

1) CuSO 4 (p-p) та Fe(OH) 3

2) CuS та Ba(OH) 2 (p-p)

3) CuCl 2 (p-p) та NaOH (p-p)

Відповідь: 3

Пояснення:

У першому випадку реакція між сульфатом міді CuSO 4 і гідроксидом заліза (III) Fe(OH) 3 не протікає, оскільки гідроксид заліза є нерозчинною основою та не дисоціює у водному розчині.

У другому випадку реакція також не йде через нерозчинність сульфіду міді CuS.

У третьому варіанті реакція обміну між хлоридом міді (II) і NaOH протікає за рахунок випадання осаду Cu(OH) 2 .

Рівняння реакції в молекулярному вигляді має такий вигляд:

CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl.

Рівняння цієї реакції у повному іонному вигляді:

Cu 2+ + 2Cl − + 2Na + + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Cl − .

Скоротивши однакові іони Na + та Cl − у лівій та правій частинах повного іонного рівняння, отримуємо скорочене іонне рівняння:

Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓

Оксид міді CuO (II), будучи оксидом перехідного металу (IA групи) з водою не взаємодіє, оскільки не утворює розчинної основи.

Взаємодії розчинів хлориду міді(II) та гідроксиду калію відповідає скорочене іонне рівняння:

1) Cl − + K + = KCl

2) CuCl 2 + 2OH − = Cu(OH) 2 + 2Cl −

3) Cu 2+ + 2KOH = Cu(OH) 2 + 2K +

Відповідь: 4

Пояснення:

Реакція обміну між розчинами міді хлориду (II) і гідроксиду калію в молекулярному вигляді записується наступним чином:

CuCl 2 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2KCl

Реакція відбувається за рахунок випадання блакитного осаду Cu(OH) 2 .

CuCl 2 і KOH є розчинними сполуками, тому розчині розпадаються на іони.

Запишемо реакцію у повному іонному вигляді:

Cu 2+ + 2Cl − + 2K + + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ + 2Cl − + 2K +

Скорочуємо однакові іони 2Cl − та 2K +

ліворуч і праворуч повного іонного рівняння та отримуємо скорочене іонне рівняння:

Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓

KCl, CuCl 2 і KOH є розчинними речовинами і у водному розчині дисоціюють на катіони та аніони практично націло. В інших запропонованих варіантах відповідей ці сполуки фігурують у недисоційованому вигляді, тому варіанти 1, 2 та 3 не є вірними.

Яке скорочене іонне рівняння відповідає взаємодії силікату натрію з азотною кислотою?

1) K + + NO 3 − = KNO 3

2) H + + NO 3 − = HNO 3

3) 2H + + SiO 3 2- = H 2 SiO 3

Відповідь: 3

Пояснення:

Реакцію взаємодії силікату натрію з азотною кислотою (реакція обміну) у молекулярному вигляді записується наступним чином:

Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = H 2 SiO 3 ↓ + 2NaNO 3

Оскільки силікат натрію – сіль розчинна, а азотна кислота є сильною, обидві речовини в розчині дисоціюють на іони. Запишемо реакцію у повному іонному вигляді:

2Na + + SiO 3 2− + 2H + + 2NO 3 − = H 2 SiO 3 ↓ + 2Na + + 2NO 3 −

SiO 3 2- + 2H + = H 2 SiO 3 ↓

Інші запропоновані варіанти не відображають ознаки реакції - випадання осаду. Крім того, у наведених варіантах відповіді розчинні солі KNO 3 і K 2 SiO 3 і сильна кислота HNO 3 представлені в недисоційованому вигляді, що, звичайно, неправильно, оскільки ці речовини сильні електроліти.

Скорочене іонне рівняння Ba 2+ + SO 4 2− =BaSO 4 відповідає взаємодії

1) Ba(NO 3) 2 та Na 2 SO 4

2) Ba(OH) 2 та CuSO 4

3) BaO та H 2 SO 4

Відповідь: 1

Пояснення:

Реакцію взаємодії нітрату барію з сульфатом натрію (реакція обміну) у молекулярному вигляді записується наступним чином:

Ba(NO 3) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaNO 3

Оскільки нітрат барію та сульфат натрію є розчинними солями, обидві речовини в розчині дисоціюють на іони. Запишемо реакцію у повному іонному вигляді:

Ba 2+ + 2NO 3 − + 2Na + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + 2Na + + 2NO 3 −

Скоротивши іони Na + та NO 3 − у лівій та правій частинах рівняння, отримаємо скорочене іонне рівняння:

Ba 2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓

Реакцію взаємодії гідроксиду барію з сульфатом міді (реакція обміну) у молекулярному вигляді записується наступним чином:

Ba(OH) 2 + CuSO 4 = BaSO 4 ↓ + Cu(OH) 2 ↓

Утворюються два опади. Оскільки гідроксид барію і сульфат міді є розчинними речовинами, обидва в розчині дисоціюють на іони. Запишемо реакцію у повному іонному вигляді:

Ba 2+ + 2OH − + Cu 2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + Cu(OH) 2 ↓

Реакцію взаємодії оксиду барію із сірчаною кислотою (реакція обміну) у молекулярному вигляді записується наступним чином:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

Оскільки BaO є оксидом, у воді не дисоціює (BaO взаємодіє з водою з утворенням лугу), записуємо формулу BaO у недисоційованому вигляді. Сірчана кислота є сильною, тому в розчині дисоціює на катіони H + та аніони SO 4 2−. Реакція протікає за рахунок випадання осаду сульфату барію та утворення малодисоціюючої речовини. Запишемо реакцію у повному іонному вигляді:

BaO + 2H + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O

Тут теж однакових іонів у лівій та правій частинах рівняння немає і неможливо нічого скоротити, то скорочене іонне рівняння виглядає так само, як і повне.
Реакцію взаємодії карбонату барію із сірчаною кислотою (реакція обміну) у молекулярному вигляді записується наступним чином:

BaCO 3 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + CO 2 + H 2 O

Реакція протікає за рахунок утворення осаду, виділення газу та утворення малодисоціюючої сполуки – води. Оскільки BaCO 3 - це нерозчинна сіль, отже, в розчині на іони не розпадається, записуємо формулу BaCO 3 в молекулярному вигляді. Сірчана кислота є сильною, тому в розчині дисоціює на катіони H + та аніони SO 4 2−. Запишемо реакцію у повному іонному вигляді:

BaCO 3 + 2H + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + CO 2 + H 2 O

Повне іонне рівняння збігається зі скороченим, оскільки однакових іонів у лівій та правій частинах рівняння немає.

Скорочене іонне рівняння Ba 2+ + CO 3 2− = BaCO 3 відповідає взаємодії

1) сульфату барію та карбонату калію

2) гідроксиду барію та вуглекислого газу

3) хлориду барію та карбонату натрію

4) нітрату барію та вуглекислого газу

Відповідь: 3

Пояснення:

Реакція між сульфатом барію BaSO 4 та карбонатом калію K 2 CO 3 не протікає, оскільки сульфат барію – нерозчинна сіль. Необхідна умова реакції обміну двох солей – це розчинність обох солей.

Реакція між гідроксидом барію Ba(OH) 2 та вуглекислим газом CO 2 (кислотним оксидом) протікає за рахунок утворення нерозчинної солі BaCO 3 . Це реакція взаємодії лугу з кислотним оксидом з утворенням солі та води. Запишемо реакцію у молекулярному вигляді:

Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

Оскільки гідроксид барію є розчинною основою, в розчині він дисоціює на катіони Ba 2+ і гідроксид-іони OH − . Оксид вуглецю у воді не дисоціює, тому в іонних рівняннях його формулу слід записувати у молекулярному вигляді. Карбонат барію є нерозчинною сіллю, тому в іонному рівнянні реакції його також записуємо у молекулярному вигляді. Таким чином, реакція взаємодії гідроксиду барію та вуглекислого газу в повному іонному вигляді виглядає наступним чином:

Ba 2+ + 2OH − + CO 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

Оскільки однакових іонів у лівій та правій частинах рівняння немає і неможливо нічого скоротити, то скорочене іонне рівняння виглядає так само, як і повне.

Реакцію взаємодії хлориду барію з карбонатом натрію (реакція обміну) у молекулярному вигляді записується наступним чином:

BaCl 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ↓ + 2NaCl

Оскільки хлорид барію та карбонат натрію є розчинними солями, обидві речовини в розчині дисоціюють на іони. Запишемо реакцію у повному іонному вигляді:

Ba 2+ + 2Cl − + 2Na + + CO 3 2- = BaCO 3 ↓ + 2Na + + 2Cl −

Скоротивши іони Na + та Cl − у лівій та правій частинах рівняння, отримаємо скорочене іонне рівняння:

Ba 2+ + CO 3 2- = BaCO 3 ↓

Реакція між нітратом барію Ba(NO 3) 2 та вуглекислим газом CO 2 (кислотним оксидом) у водному розчині не протікає. Вуглекислий газ CO 2 у водному розчині утворює слабку нестійку вугільну кислоту H 2 CO 3 яка не здатна витіснити сильну HNO 3 з розчину солі Ba(NO 3) 2 .

Зазвичай ступінь дисоціації ( α ) виражають у частках одиниці або %:

де n- Число частинок, що зазнали електролітичної дисоціації;

n 0 – загальна кількість частинок у розчині.

HCl = H + + Cl – H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2–

1. H 2 SO 3 ⇄ H + + HSO 3 - 2. HSO 3 - ⇄ H + + SO 3 2-

між До Ді α існує кількісний зв'язок:

(13)

Для слабких електролітів, коли α  1, До Д = α 2 З.

Вода є слабким електролітом, тому дисоціює оборотно:

H 2 O ⇄ H + + OH – ∆ H= +56,5кДж/моль

Константа дисоціації води:

До Д [ H 2 O] = [ H + ]∙[ OH - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14

[ H + ]∙[ OH - ] = 10 -14 = K W– іонний добуток води

Так як у воді концентрації катіонів водню та гідроксид-іонів рівні, то: [ H + ] = [ OH - ] =
.

Залежно від концентрації іонів водню розрізняють три середовища.

слабкою кислотою та сильною основою ( NaCH 3 COO, Na 2 CO 3 , Na 2 S, );

слабкою основою та сильною кислотою ( NH 4 Cl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

слабкою основою та слабкою кислотою ( NH 4 CN, NH 4 CH 3 COO).

Солі, утворені сильною кислотою та сильною основою, гідролізу не піддаються: Na 2 SO 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJі т.д.

Тема: Розчини та їх концентрація, дисперсні системи, електролітична дисоціація

Урок: Електролітична дисоціація. Реакції іонного обміну

Електричний струм - це спрямований рух вільних заряджених частинок . У металах такий рух здійснюється за рахунок вільних електронів, електронного газу. Але не лише метали здатні проводити електричний струм.

Електроліти - це речовини, розчини чи розплави яких проводять електричний струм.

Неелектроліти - це речовини, розчини чи розплави яких проводять електричний струм.

· Фізична. Відповідно до цієї теорії, розчин - це чисто механічна суміш компонентів, і жодної взаємодії між частинками у ньому немає. Вона добре описувала властивості електролітів, але мала певні складнощі у описі розчинів електролітів.

· Хімічна. Відповідно до цієї теорії, при розчиненні відбувається хімічна реакція між розчиняється речовиною і розчинником. Це підтверджується наявністю теплового ефекту при розчиненні та зміною кольору. Наприклад, при розчиненні безводного білого сульфату міді утворюється насичений синій розчин.

Істина опинилася між двома цими крайніми точками. А саме , у розчинах протікає і хімічний та фізичний процес.

Мал. 1. Сванте Арреніус

Це і є причиною електричного струму в розчинах. Цей процес отримав назву (дослівний переклад - розщеплення, розкладання під впливом електрики). Така назва також передбачає, що дисоціація відбувається під впливом електричного струму. Подальші дослідження показали, що це не так: іони є тількипереносниками зарядів у розчині і існують у ньому незалежно від того, проходить черезрозчин струм чи ні.За активної участі Сванте Арреніуса сформульовано теорію електролітичної дисоціації, яку часто називають на честь цього вченого. Основна ідея цієї теорії полягає в тому, що електроліти під дією розчинника мимоволі розпадаються на іони. І саме ці іони є носіями заряду та відповідають за електропровідність розчину.

1. Електроліти у розчинах під дією розчинника мимоволі розпадаються на іони. Такий процес називається електролітичною дисоціацією. Дисоціація також може відбуватися під час розплавлення твердих електролітів.

Мал. 2

У світлі теорії електролітичної дисоціації можна дати визначенні підстав, кислот і солей як електролітів.

Основи- це електроліти, внаслідок дисоціації яких у водних розчинах утворюється лише один вид аніонів: гідроксид-аніон: OH - .

NaOH ↔ Na + + OH −

Дисоціація основ, що містять кілька гідроксильних груп, відбувається східчасто:

Ba(OH) 2 ↔ Ba(ОН) + + OH − Перший ступінь

Ba(OH) + ↔ Ba 2+ + OH − Другий ступінь

Ba(OH) 2 ↔ Ba 2+ + 2 OH − Сумарне рівняння

Кислоти - це електроліти, внаслідок дисоціації яких у водних розчинах утворюється лише один вид катіонів: H + . Іоном водню називають саме гідратований протон і позначають H3O+, але для простоти записують H+.

HNO 3 ↔ H + + NO 3 −

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто:

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - Перший ступінь

H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- Другий ступінь

HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3- Третій ступінь

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- Сумарне рівняння

Солі - це електроліти, що дисоціюють у водних розчинах на катіони металу та аніони кислотного залишку.
Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2−

Середні солі - це електроліти, що дисоціюють у водних розчинах на катіони металу або катіони амонію та аніони кислотного залишку.

Основні солі - це електроліти, що дисоціюють у водних розчинах на катіони металу, гідроксид аніони та аніони кислотного залишку.

Кислі солі - це електроліти, що дисоціюють у водних розчинах на катіони металу, катіони водню та аніони кислотного залишку.

Подвійні солі - це електроліти, що дисоціюють у водних розчинах на катіони декількох металів та аніони кислотного залишку.

KAl(SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2

Змішані солі - це електроліти, що дисоціюють у водних розчинах на катіони металу та аніони декількох кислотних залишків

Слабкими називаються електроліти, у яких дисоціація відбувається незначно. Під час написання використовують знак оборотності. Табл. 1.

Для кількісної оцінки сили електроліту запроваджено поняття ступеня електролітичного дисоціації .

Силу електроліту можна охарактеризувати і за допомогою константи хімічної рівноваги дисоціації. Називається вона константа дисоціації.

Чинники, що впливають на ступінь електролітичної дисоціації:

· Природа електроліту

· Концентрація електроліту в розчині

· Температура

Домашнє завдання

1. № №6-8 (с. 48) Рудзітіс Г.Є. Хімія. Основи загальної хімії. 11 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень/Г.Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман. - 14-те вид. - М: Просвітництво, 2012.

2. Як довести, що іони мають заряд, якщо вони забарвлені?

3. Що зумовлює малинове забарвлення марганцівки?