Repetitor_po_Khimii
.pdf6.Чем объясняется диссоциация амфотермых гидроксидов одновременно по типу оснований и по типу кислот?
7.Какие амфотерные гидроксиды вы знаете?
8.Что такое нормальные соли с точки зрения теории электролитической диссоциации?
9.Что такое кислые соли с точки зрения теории электролитической
диссоциации?
10.Что такое основные соли с точки зрения теории электролитической диссоциации?
|
|
Уяражнения для самостоятельной работы |
|||||||
1. |
Составьте уравнения электролитической диссоциации следующих |
||||||||
|
электролитов: Ва(ОН)2, Аl(ОН)3, NiSO4, СаСl2, НBr, H2SiO3, |
||||||||
|
КНСО3, PbOHNO3, Ве(ОН)2, NaH2PO4, Na2HPO4. Какие из этих |
||||||||
|
электролитов образуют катионы водорода? |
|
|
||||||
2. |
Даны электролиты: (FeOH)2SO4, Al(OH)2Cl, Na3PO4, Li2S, KCN, |
||||||||
|
Ni(NO3)2, Са(НСО3)2, H2SO3, Co(OH)2. Составьте уравнения элек- |
||||||||
|
тролитической диссоциации этих веществ. Какие из этих электроли- |
||||||||
|
тов образуют в растворе гидроксид-ионы? |
|
|
||||||
3. |
Заполните таблицу: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Элементы |
Высший |
Гидрат |
|
Уравнения |
|
Константа |
|||
|
|
оксид |
оксида |
|
диссоциации |
|
диссоциации |
||
|
|
|
|
|
|
(по ступеням) |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
12Mg |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
14Si |
|
|
|
|
|
|
|
|
4. |
Даны электролиты: Zn(H2PO4)2, Mn(OH)2, НMnО4, СН3СООН, |
||||||||
|
Fe(HSO4)3, FeOHCl, Ni(NO2)3, H2MnO4, (MgOH)2SO3. Какие из них |
||||||||
|
образуют ионы водорода? Докажите это уравнениями диссоциации. |
||||||||
5. |
Какие из следующих электролитов образуют одновременно ионы водо- |
||||||||
|
рода и гидроксид-ионы: LiOH, CoOHCI3, Cr(OH)3, (ZnOH)3PO4, |
||||||||
|
Sn(OH)2, Cu(HSO3)2, Pb(OH)2? Докажите это, написав уравнения элек- |
||||||||
|
тролитической диссоциации. |
|
|
|
|
|
|||
6. |
Заполните таблицу: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
Оксид |
Гидрат оксида |
|
Уравнения |
|
|
Константа |
||
|
|
|
|
|
диссоциации |
|
диссоциации |
||
|
|
|
|
(по ступеням) |
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Р2O5 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
FeO |
|
|
|
|
|
|
|
|
7. |
Составьте формулы электролитов, состоящих из катионов: Na+, |
||||||||
|
Cu2+, Ва2+, Fe2+, NiOH+, FeOH2+ и анионов: S2–, SO2–, ОH–, HS–, |
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
4 |
|
Сl–, NO2–. Назовите эти вещества.
220
8.Напишите выражения констант диссоциации следующих электролитов: HClO2, H2S, HAlO2, H2SO3, NH4OH, Со(ОН)2.
9.По константам диссоциации определите, какая из кислот более
сильная: НIO или НСlО, Н2СО3 или H2S, НСООН или HCN, HNO2 или СН3СООН (см. табл. 22).
§ 5.5. Диссоциация воды. Водородный показатель. Сре@ды водных растворов
электролитов
Вода — слабый амфотерный электролит. Уравнение ионизации воды с учетом гидратации ионов водорода Н+ таково:
Н2О + Н2О Н3О+ + ОН–
Без учета гидратации ионов Н+ уравнение диссоциации воды имеет вид:
Н2О Н+ + ОН–
Как видно из второго уравнения, концентрации ионов водорода Н+ и гидроксид-ионов ОН– в воде одинаковы. При 25 °С [Н+] = [ОН–] = 10–7 моль/л.
Произведение концентраций ионов водорода и гидрок- сид-ионов называется ионным произведением воды
(КH2O):
КH2O = [Н+] · [ОН–]
КH2O — величина постоянная, и при температуре 25 °С КH2O = 10–7 · 10–7 = 10–14
Вразбавленных водных растворах электролитов, как
ив воде, произведение концентраций ионов водорода Н+
игидроксид-ионов ОН– — величина постоянная при данной температуре. Ионное произведение воды дает возможность для любого водного раствора вычислить концентрацию гид- роксид-ионов ОН–, если известна концентрация ионов водорода Н+, и наоборот.
Среду любого водного раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов водорода Н+ или гидроксидионов ОН–.
221
В водных растворах различают три типа сред: нейтраль-
ную, щелочную и кислую.
1.Нейтральная среда — это среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксидионов:
[Н+] = [ОН–] – 10–7 моль/л
2. Кислая среда — это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксидионов:
[Н+] > [ОН–], |
[Н+] > 10–7 моль/л |
3.Щелочная среда — это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксидионов:
[Н+] < [ОН–], |
[Н+] < 10–7 моль/л |
Для характеристики сред растворов удобно использовать так называемый водородный показатель рН (пэ-аш).
Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:
рН = –lg[H+].
Например, если [Н+] = 10–3 моль/л, то рН = 3, среда раствора — кислая; если [Н+] = 10–12 моль/л, то рН = 12, среда раствора — щелочная:
|
|
Среда раствора |
|
|
|
|
|
|
кислая |
нейтральная |
щелочная |
|
|
|
|
Концентрация ионов |
[Н+] > 10–7 |
[Н+] = [ОН–] = |
[Н+] < 10–7 |
Н+ (моль/л) |
|
= 10–7 |
|
Водородный |
рН < 7 |
рН = 7 |
рН > 7 |
показатель (рН) |
|
|
|
|
|
|
|
Чем рН меньше 7, тем больше кислотность раствора. Чем рН больше 7, тем больше щелочность раствора.
Зависимость между концентрацией ионов Н+, величиной рН и средой раствора показана на следующей схеме:
222
Существуют различные методы измерения рН. Качественно характер среды водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов.
• Индикаторами называются вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов, т. е. рН раствора.
На практике применяют индикаторы лакмус, метиловый оранжевый (метилоранж) и фенолфталеин. Они изменяют
свою окраску в малом интервале рН: лакмус — в интервале рН от 5,0 до 8,0; метилоранж — от 3,1 до 4,4 и фенолфталеин — от 8,2 до 10,0.
Изменение цвета индикаторов показано на схеме:
Заштрихованные области показывают интервал изменения окраски индикатора.
223
Кроме указанных выше индикаторов, применяют также универсальный индикатор, который можно использовать для приблизительного определения рН в широком интервале от 0 до 14.
Величина рН имеет большое значение в химических и биологических процессах, так как в зависимости от характера среды эти процессы могут протекать с разными скоростями и в разных направлениях.
Поэтому определение рН растворов очень важно в медицине, науке, технике, сельском хозяйстве. Изменение рН крови или желудочного сока является диагностическим тестом в медицине. Отклонения рН от нормальных величин даже на 0,01 единицы свидетельствуют о патологических процессах в организме. Постоянство концентраций ионов водорода Н+ является одной из важных констант внутренней среды живых организмов.
Так, при нормальной кислотности желудочный сок имеет рН 1,7; рН крови человека равен 7,4; слюны — 6,9. Каждый фермент функционирует при определенном значении рН: каталаза крови при рН 7,0; пепсин желудочного сока — при рН 1,5—2; и т. д.
Вопросы для контроля
1.Чему равны концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в воде при 25 °С?
2.Что называется ионным произведением воды?
3.Чему равно ионное произведение воды при 25 °С?
4.Является ли ионное произведение воды постоянной величиной для всех разбавленных водных растворов?
5.Как можно охарактеризовать среду любого водного раствора?
6.Что называется водородным показателем? По какой формуле можно рассчитать водородный показатель?
7.Какие типы сред водных растворов вы знаете?
8.Каковы концентрация ионов водорода и водородный показатель в кислой среде? В щелочной среде? В нейтральной среде?
9.С помощью каких веществ можно определить характер среды раствора?
10.Какие вещества называются индикаторами? Какие индикаторы вы знаете?
224
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
1.Вычислить концентрацию ионов водорода Н+ в водном растворе, если концентрация гидроксид-ионов OH– равна 10–12 моль/л. Определите характер среды раствора.
2.Вычислить концентрацию гидроксид-ионов ОН– в растворе, если концентрация ионов водорода Н+ равна 10–4 моль/л. Определите характер среды.
3.Вычислить рН водного раствора, в котором концентрация гидро- ксид-ионов равна 10–2 моль/л. Как изменится цвет метилоранжа
вэтом растворе?
4.Водородный показатель раствора равен 3. Вычислить концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в этом растворе. Как изменится цвет лакмуса при добавлении его в этот раствор?
5.Концентрация ионов водорода Н+ в растворе 10–14 моль/л. Определить концентрацию гидроксид-ионов, рН и характер среды раствора. Как изменится цвет метилоранжа в этом растворе?
6.Определить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов
врастворе, характер его среды, если рН = 11. Как изменится цвет фенолфталеина в этом растворе?
7.Заполните следующую таблицу:
РН |
2 |
13 |
7 |
9 |
6 |
11 |
4 |
[H+] |
|
|
|
|
|
|
|
[OH–] |
|
|
|
|
|
|
|
Характер |
|
|
|
|
|
|
|
среды |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
§ 5.6. Реакции обмена в водных растворах электролитов. Ионные реакции
и уравнения
Так как молекулы электролитов в растворах распадаются на ионы, то и реакции в растворах электролитов происходят
между ионами.
• Реакции, протекающие между ионами, называются ионными реакциями.
С участием ионов могут протекать как обменные, так и окислительно-восстановительные реакции. Рассмотрим реакции ионного обмена, например взаимодействие между растворами двух солей:
Na2SO4 + ВаСl2 = BaSO4 + 2NaCl |
(1) |
225
Это уравнение является молекулярным уравнением, так как формулы всех веществ записаны в виде молекул. Исходные вещества Na2SO4 и ВаСl2 являются сильными электролитами, т. е. в растворе находятся в виде ионов (Na2SO22Na+ + SO24–; ВаСl2 Ва2+ + 2Сl–). Сульфат бария — нерастворимая соль, которая выпадает в осадок, следовательно, ионы Ва2+ и SO42– уходят из раствора. Хлорид натрия NaCl — растворимая соль, сильный электролит, в растворе находится в виде ионов (NaCl Na+ + Сl–). Таким образом, с учетом диссоциации сильных электролитов уравнение реакции можно записать так:
2Na+ + SO2– |
+ Ba2+ + 2Сl– = BaSO |
+ 2Na+ + 2Сl– |
(2) |
4 |
4 |
|
|
Такое уравнение называется полным ионным уравнением. Ионы Na+ и Сl– имеются и в левой, и в правой части уравнения, т. е. эти ионы в реакции участия не принимают, их
можно исключить из уравнения:
SO2– |
+ Ва2+ = BaSO |
|
(3) |
4 |
4 |
|
|
Полученное уравнение называется сокращенным ионным уравнением. Оно показывает, что в ходе данной реак-
ции происходит связывание ионов SO42–, которые находились в растворе Na2SO4, и ионов Ba2+, которые находились в растворе ВаСl2, и в результате образуется нерастворимая соль BaSO4.
Сокращенное ионное уравнение (3) выражает сущность не только реакции (1). Напишем уравнения нескольких реакций:
H2SO4 + Ва(МО3)2 = BaSO4 + 2HNO3 |
(4) |
||||
Сильные электролиты |
|
|
Сильный |
|
|
|
|
|
|
электролит |
|
2Н+ + SO2– |
+ Ва2+ + 2NO |
– |
= BaSO |
+ 2H+ + 2NO |
– |
4 |
|
3 |
4 |
|
3 |
|
SO2– + Ва2+ |
= BaSO |
|
|
|
|
4 |
|
4 |
|
|
Al2(SO4)3 + 3ВаСl2 = 3BaSO4 + 2AlCl3 |
(5) |
||||||
Сильные электролиты |
|
|
Сильный |
|
|||
|
|
|
|
|
|
электролит |
|
2Аl3+ + 3SO2– + 3Ва2+ |
+ 6Сl– = 3ВаSО |
4 |
+ 2Al3+ + 6Сl– |
||||
4 |
|
|
|
|
|
. |
|
3SO2– + 3Ba2+ = 3ВаSО |
4 |
; |
SO2– + Ba2+ = ВаSО |
||||
4 |
|
|
4 |
|
4 |
|
|
Как видим, сущность реакций (4) и (5), как и реакции (1), заключается в связывании ионов SO42– и Ва2+ с образованием нерастворимой соли BaSO4.
226
Вионных уравнениях формулы веществ записывают в виде ионов или в виде молекул.
Ввиде ионов записывают формулы:
—сильных кислот (НСlO4, H2SO4, HNO3, HI и др.);
—сильных оснований (щелочей — CsOH, NaOH, КОН, Са(ОН)2, Ва(ОН)2, и др.);
—растворимых в воде солей (NaBr, KNO3, ВаСl2, Аl2(5O4)3 и др.).
Ввиде молекул записывают формулы:
—воды Н2О;
—слабых кислот (HNO2, HCN, Н3PО4, H2SO3, СН3СООН и др.);
—слабых оснований (NH4OH, Cu(OH)2, Fe(OH)3 и др.);
—малорастворимых солей ( ): AgCl, BaSO4, CaCO3, FeS и др.;
—амфотерных гидроксидов ( ): Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(ОН)3 и др.
Бо@льшая часть молекул слабых электролитов в растворе не
диссоциирует на ионы.
Ввиде молекул также записывают:
—формулы газообразных веществ (СО2, SO2, H2, H2S, NH3 и др.);
—формулы оксидов металлов и неметаллов (Na2O, CaO,
Р2О5, SiO2, B2O3 и т. д.).
В уравнениях реакций ставят знак , если среди продуктов реакции есть осадок — нерастворимые или малорастворимые вещества. Знак показывает газообразные и летучие соединения.
Реакции обмена в водных растворах электролитов могут быть:
—практически необратимыми, т. е. протекать до конца;
—обратимыми, т. е. протекать одновременно в двух противоположных направлениях.
1.Необратимыми являются реакции между сильными электролитами, в результате которых образуются:
а) малорастворимые вещества;
б) малодиссоциирующие вещества — слабые электро-
литы; в) газообразные или летучие вещества.
227
Рассмотрим эти случаи.
а) Реакции с образованием малорастворимых веществ, выпадающих в осадок ( ).
Составим молекулярное и ионное уравнения реакции между нитратом серебра (I) AgNO3 и хлоридом натрия NaCl:
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
Ag+ + NO3– + Na+ + Сl– = AgCl + Na* + NO3– Ag+ + Сl– = AgCl
Эта реакция обмена необратима, потому что один из продуктов уходит из сферы реакции в виде нерастворимого вещества.
б) Реакции, идущие с образованием малодиссоциирующих веществ (слабых электролитов).
Составим молекулярное и ионное уравнения реакции нейтрализации между растворами гидроксида натрия NaOH и серной кислоты H2SO4:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
2Na+ + 2OH– + 2H+ + SO42– = 2Na+ + SO42– + 2H2O
2OH– + 2H+ = 2H2O ОН– + Н+ = Н2О
Врезультате реакции нейтрализации ионы водорода Н+
игидроксид-ионы ОН– образуют малодиссоциирующие мо-
лекулы воды. Процесс нейтрализации идет до конца, т. е. эта
реакция необратима.
в) Реакции, протекающие с образованием газообразных веществ.
Составим молекулярное и ионное уравнения реакции между растворами гидроксида кальция Са(ОН)2 и хлорида аммония NH4Cl:
Са(ОН)2 + 2NH4Cl = СаСl2 + 2Н2О + 2NH3
Са2+ + 2OH– + 2NH4+ + 2Сl– = Са2+ + 2Сl– + 2Н2О + 2NH3 ОН– + NH4+ = Н2О + NH3
Эта реакция обмена необратима, потому что образуются
газ аммиак NH3 и малодиссоциирующее вещество вода.
2) Если среди исходных веществ имеются слабые электролиты или малорастворимые вещества, то такие реакции
являются обратимыми, т. е. до конца не протекают. Например:
228
а) СН3СООН + КОН СН3СООК + Н2О
Слабый |
|
|
|
Слабый |
|||
электролит |
СООН + ОН– СН |
электролит |
|||||
СН |
СОО– + Н |
О; |
|||||
3 |
|
|
3 |
|
|
2 |
|
б) Cu(ОН)2 + 2НСl CuСl2 + 2Н2O |
|
|
|
||||
Нерастворимое |
|
|
Слабый |
|
|
|
|
основание |
|
|
электролит |
|
|
|
|
Cu(ОН) |
2 |
+ 2Н+ Cu2+ + 2Н |
2 |
О |
|
||
Если исходными веществами реакций обмена являются
сильные электролиты, которые при взаимодействии не обра-
зуют малорастворимых или малодиссоциирующих веществ, то такие реакции не протекают. При смешивании их растворов образуется смесь ионов, которые не соединяются друг
с другом. Например:
2NaCl + Ca(NO3)2 2NaNO3 + СаСl2
2Na+ + 2Сl– + Са2+ + 2NO3– 2Na+ + 2NO3– + Ca2+ + 2Сl–
Очевидно, что все ионы в левой и правой частях последнего уравнения можно сократить, т. е. никакого взаимодействия между растворами NaCl и Ca(NO3)2 не происходит.
Вопросы для контроля
1.Какие реакции называются ионными реакциями?
2.Какими уравнениями выражаются ионные реакции?
3.Формулы каких веществ в ионных уравнениях записывают в виде ионов?
4.Формулы каких веществ в ионных уравнениях записывают в виде молекул?
5.В каких случаях реакции обмена в растворах электролитов являются необратимыми?
6.В каких случаях реакции обмена в растворах электролитов являются обратимыми?
7.В каких случаях реакции обмена в растворах электролитов не протекают?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
1.Напишите полные и сокращенные ионные уравнения следующих реакций:
а) Ca(NO3)2 + К2СО3 СаСО3 + KNO3; б) HNO3 + Ва(ОН)2 Ba(NO3)2 + Н2О; в) Ba(NO2)2 + K2SO4 BaSO4 + KNO2; г) K2CO3 + НСl КСl + H2O + CO2;
229