- •Федеральное агенство по образованию Российской Федерации
- •Оглавление
- •1. Электронное строение атомов
- •1.1. Квантово-механическая модель электронного строения атома
- •1.2. Основные закономерности распределения электронов в атомах
- •1.3. Электронные формулы атомов. Периодическая система д.И.Менделеева
- •2. Классы неорганических соединений
- •2.1. Оксиды, гидроксиды, соли
- •2.2. Некоторые свойства неорганических соединений Свойства оксидов и гидроксидов
- •Свойства солей
- •3. Энергетика химических реакций
- •3.1. Основные понятия
- •3.2. Энтальпии химических реакций
- •3.3. Закон Гесса. Следствие закона Гесса
- •3.4. Энтропия
- •3.5. Возможность самопроизвольного прохождения химических реакций. Энергия Гиббса
- •4. Химическая кинетика. Химическое равновесие
- •4.1. Скорость химических реакций
- •4.2. Химическое равновесие
- •Выражение константы равновесия имеет вид
- •4.3. Принцип Ле Шателье
- •5. Растворы
- •5.1. Основные понятия
- •5.2. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация
- •5.3. Ионные реакции в растворах электролитов
- •5.4. Диссоциация воды. Водородный показатель
- •5.5. Гидролиз солей
- •Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований. Гидролиз NaNo2.
- •Гидролиз солей слабых оснований и сильных кислот.
- •Гидролиз солей слабых оснований и слабых кислот.
- •Совместный гидролиз солей.
- •6. Окислительно - восстановительные реакции
- •6.1. Основные понятия
- •6.2. Составление уравнений овр
- •6.3. Электродные потенциалы. Направление овр
- •6.4. Химические источники тока
5.2. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация
Электролиты - это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относят все соли (средние, кислые, оснóвные), основания, кислоты, амфотерные гидроксиды.
Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса, в водных растворах электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы - катионы и анионы.
Для количественной характеристики силы электролита используют понятие степени электролитической диссоциации (). Степень диссоциации равна отношению числа продиссоциировавших молекул (n) к общему числу растворённых молекул (N):
.
По степени диссоциации электролиты условно делят на сильные и слабые. Принято считать сильными электролиты, для которых > 30 %, остальные можно считать слабыми.
Сильные электролиты:
почти все соли;
некоторые неорганические кислоты: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HMnO4, HClO4 и другие;
основания – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Слабые электролиты:
многие неорганические и большинство органических кислот – H2CO3, H2SiO3, HNO2, H3PO4, H2SO3, H2S, HF, HCN, CH3COOH и другие;
основания (кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов) и амфотерные гидроксиды. Гидроксид аммония NH4OH – также слабый электролит.
Сильные электролиты в водном растворе диссоциируют практически полностью, поэтому в уравнениях диссоциации этих электролитов ставят знак равенства (=):
Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42— NaHCO3 = Na+ + HCO3— CuOHCl = CuOH+ + Cl— |
HNO3 = H+ + NO3— NaOH = Na+ + OH—
|
Слабые электролиты диссоциированы частично, уравнения диссоциации слабых электролитов пишут со знаком обратимости (). Диссоциацию слабых электролитов характеризует константа равновесия, называемая константой диссоциации – К.
Значения констант диссоциации слабых электролитов при 298 К приведены в справочниках. Чем меньше константа диссоциации, тем слабее электролит:
NH4OH NH4+ + OH— ; .
Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Каждую ступень равновесного состояния характеризует своя константа диссоциации. Например, при диссоциации H2CO3:
1-я ступень: H2CO3 H+ + HCO3—; ;
2-я ступень: HCO3 H+ + CO32—; .
Диссоциация Fe(OH)2:
1-я ступень: Fe(OH)2 FeOH+ + OH —, ;
2-я ступень: FeOH + Fe 2+ + OH —, .
Амфотерные гидроксиды проявляют свойства слабых оснований и слабых кислот. Диссоциацию гидроксида Pb(OH)2 = H2PbO2 по основному типу характеризуют уравнениями
Pb(OH)2 PbOH + + OH —, PbOH + Pb 2+ + OH —;
по кислотному типу – уравнениями
H2PbO2 H + + HPbO2 —, HPbO2— H+ + PbO22 —.
5.3. Ионные реакции в растворах электролитов
Ионными реакциями (реакциями обмена) называют реакции в растворах электролитов, не сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.
Для выявления сущности процессов, происходящих при ионных реакциях, кроме молекулярных, составляют ионные уравнения реакций.
При составлении ионных уравнений в виде ионов записывают только растворимые сильные электролиты. Все остальные вещества (неэлектролиты, слабые или малорастворимые электролиты) записывают в молекулярной форме.
Примеры реакций обмена:
с образованием малорастворимых соединений:
Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2 + 2KNO3
Pb2+ + 2NO3— + 2K+ + 2I— = PbI2 + 2K+ + 2NO3—
Pb2+ + 2I— = PbI2
с образованием слабых электролитов:
NaNO2 + HCl = NaCl + HNO2
Na+ + NO2— + H+ + Cl— = Na+ + Cl— + HNO2
H+ + NO2 = HNO2
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
2H+ + SO42— + 2Na+ + 2OH— = 2Na+ + SO42— + 2H2O
H+ + OH— = H2O
HCl + NH4OH = NH4Cl + H2O
H+ + Cl— + NH4OH = NH4+ + Cl— + H2O
H+ + NH4OH = NH4+ + H2O
с образованием газообразных веществ:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + СO2 + H2O
2Na+ + CO32— + 2H+ + Cl— = 2Na+ + Cl— + CO2 + H2O
CO32— + 2H+ = CO2 + H2O