3. Составьте уравнения диссоциации следующих электролитов: КОН, Al(NO3)3, K3PO4, NiSO4, HNO3, Са(ОН)2, FeCl3, NaHPO4, (PbOH)NO3, (NH4)2CO3, HCOONa.
Источник:
Решебник
по
химии
за 11 класс (О.С.Габриелян, 2002 год),
задача №3
к главе «Глава 3. Химические реакции. §15. Электролитическая диссоциация».
Все задачи
4. Составьте уравнения диссоциации веществ (в возможных случаях): NaOH, ZnO, H2S, Al(OH)3, BaSiO3, Cu(NO3)2, CH3OH, FePO4, AlCl3, CaSO4, CH3COOH, SiO2. →
Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества
распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.
Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем
лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.
В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:
KA ⇄ K+ (катион) + A— (анион)
NaCl ⇄ Na+ + Cl—
Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.
У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы
и H другой молекулы.
Ступени диссоциации
Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H2SO4,
H3PO4.
Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:
Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы.
Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.
Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:
Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:
Na3PO4 ⇄ 3Na+ + PO43-
Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.
K2SO4 ⇄ 2K+ + SO42-
Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.
Электролиты и неэлектролиты
Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности,
вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.
Электролиты — жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический
ток. Связи в их молекулах обычно ионные или ковалентные сильнополярные.
К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).
Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.
Неэлектролиты — вещества недиссоциирующие в растворах на ионы. В молекулах эти веществ связи ковалентные неполярные или слабополярные.
К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.
Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят
электрический ток.
Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения
Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми
наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:
Полные ионные уравнения записываются путем разложения молекул на ионы. Запомните, что нельзя раскладывать на ионы:
- Слабые электролиты (в их числе вода)
- Осадки
- Газы
Сокращенное ионное уравнение записывается путем сокращения одинаковых ионов из левой и правой части. Просто, как в математике — остается только то,
что сократить нельзя.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2023
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.
Степень диссоциации
Классификация электролитов
Диссоциация электролитов
Константа диссоциации
Примеры решения задач
Задачи для самостоятельного решения
Степень диссоциации
Вещества, которые в растворах или расплавах полностью или частично распадаются на ионы, называются электролитами.
Степень диссоциации α — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы N′ к общему числу растворенных молекул N:
α = N′/N
Степень диссоциации выражают в процентах или в долях единицы. Если α =0, то диссоциация отсутствует и вещество не является электролитом. В случае если α =1, то электролит полностью распадается на ионы.
Классификация электролитов
Согласно современным представлениям теории растворов все электролиты делятся на два класса: ассоциированные (слабые) и неассоциированные (сильные). Неассоциированные электролиты в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Для этого класса электролитов a близко к единице (к 100 %). Неассоциированными электролитами являются, например, HCl, NaOH, K2SO4 в разбавленных водных растворах.
Ассоциированные электролиты подразделяются на три типа:
-
-
- Слабые электролиты существуют в растворах как в виде ионов, так и в виде недиссоциированных молекул. Примерами ассоциированных электролитов этой группы являются, в частности, Н2S, Н2SO3, СН3СOОН в водных растворах.
- Ионные ассоциатыобразуются в растворах путем ассоциации простых ионов за счет электростатического взаимодействия. Ионные ассоциаты возникают в концентрированных растворах хорошо растворимых электролитов. В результате в растворе находятся как простые ионы, так и ионные ассоциаты. Например, в концентрированном водном растворе КCl образуются простые ионы К+, Cl— , а также возможно образование ионных пар (К+Cl— ), ионных тройников (K2Cl+, KCl2— ) и ионных квадруполей (K2Cl2, KCl32- , K3Cl2+).
- Комплексные соединения(как ионные, так и молекулярные), внутренняя сфера которых ступенчато диссоциирует на ионные и (или) молекулярные частицы.
Примеры комплексных ионов: [Cu(NH3)4]2+, [Fe(CN)6]3+, [Cr(H2O)3Cl2]+.
-
При таком подходе один и тот же электролит может относиться к различным типам в зависимости от концентрации раствора, вида растворителя и температуры. Подтверждением этому являются данные, приведенные в таблице.
Таблица. Характеристика растворов KI в различных растворителях
| Концентрация электролита, С, моль/л | Температура
t,оС |
Растворитель | Тип электролита |
| 0,01 | 25 | Н2О | Неассоциированный (сильный) |
| 5 | 25 | Н2О | Ионный ассоциат |
| 0,001 | 25 | С6Н6 | Ассоциированный (слабый) |
Приближенно, для качественных рассуждений можно пользоваться устаревшим делением электролитов на сильные и слабые. Выделение группы электролитов “средней силы” не имеет смысла. Эти электролиты являются ассоциированными. К слабым электролитам обычно относят электролиты, степень диссоцииации которых мала α<<1.
Таким образом, к сильным электролитам относятся разбавленные водные растворы почти всех хорошо растворимых в воде солей, многие разбавленные водные растворы минеральных кислот (НСl, HBr, НNО3, НСlO4 и др.), разбавленные водные растворы гидроксидов щелочных металлов. К слабым электролитам принадлежат все органические кислоты в водных растворах, некоторые водные растворы неорганических кислот, например, H2S, HCN, H2CO3, HNO2, HСlO и др. К слабым электролитам относится и вода.
Диссоциация электролитов
Уравнение реакции диссоциации сильного электролита можно представить следующим образом. Между правой и левой частями уравнения реакции диссоциации сильного электролита ставится стрелка или знак равенства:
HCl → H+ + Cl—
Na2SO3 = 2Na+ + SO32-
Допускается также ставить знак обратимости, однако в этом случае указывается направление, в котором смещается равновесие диссоциации, или указывается, что α≈1. Например:
NaOH → Na+ + OH—
Диссоциация кислых и основных солей в разбавленных водных растворах протекает следующим образом:
NaHSO3 → Na+ + HSO3—
Анион кислой соли будет диссоциировать в незначительной степени, поскольку является ассоциированным электролитом:
HSO3— → H+ + SO32-
Аналогичным образом происходит диссоциация основных солей:
Mg(OH)Cl → MgOH+ + Cl—
Катион основной соли подвергается дальнейшей диссоциации как слабый электролит:
MgOH+ → Mg2+ + OH—
Двойные соли в разбавленных водных растворах рассматриваются как неассоциированные электролиты:
KAl(SO4)2 → K+ + Al3+ + 2SO42-
Комплексные соединения в разбавленных водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы:
K3[Fe(CN)6] → 3K+ + [Fe(CN)6]3-
В свою очередь, комплексный ион в незначительной степени подвергается дальнейшей диссоциации:
[Fe(CN)6]3- → Fe3+ + 6CN—
Константа диссоциации
При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие:
КА ↔ К+ + А—
которое количественно описывается величиной константы равновесия Кд, называемой константой диссоциации:
Kд = [К+] · [А—] /[КА] (2)
Константа диссоциации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе слабого электролита. Например, в растворе азотистой кислоты HNO2 ионов Н+ больше, чем в растворе синильной кислоты HCN, поскольку К(HNO2) = 4,6·10— 4, а К(HCN) = 4,9·10— 10.
Для слабых I-I электролитов (HCN, HNO2, CH3COOH) величина константы диссоциации Кд связана со степенью диссоциации α и концентрацией электролита c уравнением Оствальда:
Кд = (α2·с)/(1-α) (3)
Для практических расчетов при условии, что α<<1 используется приближенное уравнение:
Кд = α2·с (4)
Поскольку процесс диссоциации слабого электролита обратим, то к нему применим принцип Ле Шателье. В частности, добавление CH3COONa к водному раствору CH3COOH вызовет подавление собственной диссоциации уксусной кислоты и уменьшение концентрации протонов. Таким образом, добавление в раствор ассоциированного электролита веществ, содержащих одноименные ионы, уменьшает его степень диссоциации.
Следует отметить, что константа диссоциации слабого электролита связана с изменением энергии Гиббса в процессе диссоциации этого электролита соотношением:
ΔGT0 = — RTlnKд (5)
Уравнение (5) используется для расчета констант диссоциации слабых электролитов по термодинамическим данным.
Примеры решения задач
Задача 1. Определите концентрацию ионов калия и фосфат-ионов в 0,025 М растворе K3PO4.
Решение. K3PO4 – сильный электролит и в водном растворе диссоциирует полностью:
K3PO4 → 3К+ + РО43-
Следовательно, концентрации ионов К+ и РО43- равны соответственно 0,075М и 0,025М.
Задача 2. Определите степень диссоциации αд и концентрацию ионов ОН— (моль/л) в 0,03 М растворе NH3·H2О при 298 К, если при указанной температуре Кд(NH3·H2О) = 1,76× 10— 5.
Решение. Уравнение диссоциации электролита:
NH3·H2О → NH4+ + OH—
Концентрации ионов: [NH4+] = αС ; [OH—] = αС , где С – исходная концентрация NH3·H2О моль/л. Следовательно:
Kд = αС · αС /(1 — αС)
Поскольку α << 1, то:
Кд ≈ α 2С
Константа диссоциации зависит от температуры и от природы растворителя, но не зависит от концентрации растворов NH3·H2О. Закон разбавления Оствальда выражает зависимость α слабого электролита от концентрации.
α = √(Кд / С) = √(1,76× 10— 5 / 0,03) = 0,024 или 2,4 %
[OH—] = αС, откуда [OH— ] = 2,4·10— 2·0,03 = 7,2·10-4 моль/л.
Задача 3. Определите константу диссоциации уксусной кислоты, если степень диссоциации CH3CОOH в 0,002 М растворе равна 9,4 %.
Решение. Уравнение диссоциации кислоты:
CH3CОOH → СН3СОО— + Н+.
α = [Н+] / Сисх(CH3CОOH)
откуда [Н+] = 9,4·10—2·0,002 = 1,88·10-4 М.
Так как [CH3CОO—] = [Н+] и [CH3CОOH] ≈ Сисх(CH3CОOH), то:
Kд = [Н+]2 / Сисх(CH3CОOH)
Константу диссоциации можно также найти по формуле: Кд ≈ α 2С.
Задача 4. Константа диссоциации HNO2 при 298К равна 4,6× 10— 4. Найдите концентрацию азотистой кислоты, при которой степень диссоциации HNO2 равна 5 %.
Решение.
Кд =α 2С , откуда получаем Сисх(HNO2) = 4,6·10— 4/(5·10— 2)2 = 0,184 М.
Задача 5. На основе справочных данных рассчитайте константу диссоциации муравьиной кислоты при 298 К.
Решение. Уравнение диссоциации муравьиной кислоты
НСООН →Н+ + СООН—
В “Кратком справочнике физико–химических величин” под редакцией А.А. Равделя и А.М. Пономаревой приведены значения энергий Гиббса образований ионов в растворе, а также гипотетически недиссоциированных молекул. Значения энергий Гиббса для муравьиной кислоты и ионов Н+ и СООН— в водном растворе приведены ниже:
| Вещество, ион | НСООН | Н+ | СООН— |
| ΔGT0, кДж/моль | — 373,0 | 0 | — 351,5 |
Изменение энергии Гиббса процесса диссоциации равно:
ΔGT0 = — 351,5- (- 373,0) = 21,5 кДж/моль.
Для расчета константы диссоциации используем уравнение (5). Из этого уравнения получаем:
lnKд = — Δ GT0/RT= — 21500/(8,31 298) = — 8,68
Откуда находим: Kд = 1,7× 10— 4.
Задачи для самостоятельного решения
1. К сильным электролитам в разбавленных водных растворах относятся:
- СН3СOOH
- Na3PO4
- NaCN
- NH3
- C2H5OH
- HNO2
- HNO3
13.2. К слабым электролитам в водных растворах относятся:
- KAl(SO4)2
- NaNO3
- HCN
- NH4Cl
- C2H5OH
- H2SO3
- H2SO4
3. Определите концентрацию ионов NH4+ в 0,03 М растворе (NH4)2Fe(SO4)2;
4. Определите концентрацию ионов водорода в 6 мас.% растворе H2SO4, плотность которого составляет 1,038 г/мл. Принять степень диссоциации кислоты по первой и второй ступеням равной 100 %.
5. Определите концентрацию гидроксид-ионов в 0,15 М растворе Ba(OH)2.
6. Степень диссоциации муравьиной кислоты в 0,1 М растворе равна 4 %. Рассчитайте Концентрацию ионов водорода в этом растворе и константу диссоциации НСООН.
7. Степень диссоциации муравьиной кислоты в водном растворе увеличится при:
а) уменьшении концентрации HCOOH;
б) увеличении концентрации HCOOH;
в) добавлении в раствор муравьиной кислоты HCOONa;
г) добавлении в раствор муравьиной кислоты НCl.
8. Константа диссоциации хлорноватистой кислоты равна 5× 10— 8. Определите концентрацию HClO, при которой степень диссоциации HClO равна 0,5 %, и концентрацию ионов Н+ в этом растворе.
9. Вычислите объем воды, который необходимо добавить к 50 мл 0,02 М раствора NH3·H2О, чтобы степень диссоциации NH3·H2О увеличилась в 10 раз, если Кд(NH4OH) = 1,76·10— 5.
10. Определите степень диссоциации азотистой кислоты в 0,25 М растворе при 298 К, если при указанной температуре Кд(HNO2) = 4,6× 10— 4.
Учебно-методическое пособие
9 класс
Содержание
Введение.
1. Электролитическая диссоциация.
Контрольные вопросы.
1.1. Уравнения диссоциации электролитов.
Составление уравнений диссоциации кислот.
(Алгоритм 1.)
Составление уравнений диссоциации щелочей
(растворимых оснований). (Алгоритм 2.)
Составление уравнений диссоциации солей.
(Алгоритм 3.)
Задания для самоконтроля.
1.2. Реакции ионного обмена.
Составление ионных уравнений реакций.
(Алгоритм 4.)
Составление уравнений реакций, характеризующих
общие химические свойства кислот. (Алгоритм 5.)
Составление уравнений реакций, характеризующих
общие химические свойства щелочей. (Алгоритм 6.)
Составление уравнений реакций, характеризующих
общие химические свойства солей. (Алгоритм 7.)
Задания для самоконтроля.
1.3. Качественные реакции.
1.4. Гидролиз солей.
Определение реакции среды раствора соли.
(Алгоритм 8.)
Задания для самоконтроля.
1.5. Вычисления по теме «Электролитическая
диссоциация».
Вычисления по теме «Степень диссоциации».
(Алгоритм 9.)
Задания для самоконтроля.
Массовая доля растворенного вещества. (Алгоритм
10.)
Задания для самоконтроля.
Молярная концентрация. (Алгоритм 11.)
Задания для самоконтроля.
Вычисления по уравнениям реакций, если одно из
веществ дано в избытке. (Алгоритм 12.)
Задания для самоконтроля.
Кристаллогидраты. (Алгоритм 13.)
2. Закономерности течения химических
реакций.
Контрольные вопросы.
2.1. Скорость химической реакции.
Вычисление скорости химической реакции.
(Алгоритм 14.)
Зависимость скорости химической реакции от
концентрации реагентов. (Алгоритм 15.)
Зависимость скорости реакции от температуры.
(Алгоритм 16.)
Задания для самоконтроля.
2.2. Термохимические уравнения.
Вычисление теплового эффекта реакции по
известному термохимическому уравнению.
(Алгоритм 17.)
Составление термохимического уравнения.
(Алгоритм 18.)
Вычисление теплоты сгорания вещества. (Алгоритм
19.)
Вычисление теплоты образования вещества.
(Алгоритм 20.)
Вычисление теплового эффекта реакции по закону
Гесса. (Алгоритм 21.)
Задания для самоконтроля.
2.3. Химическое равновесие.
Использование принципа Ле-Шателье. (Алгоритм 22.)
Вычисление константы равновесия реакции.
(Алгоритм 23.)
Вычисление исходных концентраций веществ.
(Алгоритм 24.)
Задания для самоконтроля.
3. Галогены.
Контрольные вопросы.
3.1. Характеристика подгруппы галогенов.
Характеристика галогенов по положению в
периодической системе химических элементов и
строению атомов. (Алгоритм 25.)
3.2. Характеристика веществ.
3.3. Некоторые соединения галогенов и их
свойства.
Задания для самоконтроля.
3.4. Расчетные задачи по теме «Галогены».
Определение массы и плотности газа. (Алгоритм
26.)
Использование объемных отношений газов.
(Алгоритм 27.)
Определение выхода продукта. (Алгоритм 28.)
Определение состава смеси. (Алгоритм 29.)
Задания для самоконтроля.
4. Подгруппа кислорода.
Контрольные вопросы.
4.1. Некоторые соединения кислорода и серы,
их свойства.
4.2. Решение задачи по теме «Подгруппа кислорода».
Задания для самоконтроля.
5. Подгруппа азота.
Контрольные вопросы.
5.1. Некоторые соединения азота и их
свойства.
5.2. Решение задач по теме «Подгруппа азота».
Задания для самоконтроля.
6. Подгруппа углерода.
Контрольные вопросы.
6.1. Решение задач по теме «Подгруппа
углерода»
Задания для самоконтроля.
7. Общие свойства металлов.
Контрольные вопросы.
7.1. Электролиз расплавов.
Электролиз расплавов солей. (Алгоритм 30.)
Электролиз расплавов щелочей. (Алгоритм 31.)
7.2. Электролиз растворов.
Электролиз водного раствора соли. (Алгоритм 32.)
Электролиз водного раствора щелочи. (Алгоритм 33.)
Задания для самоконтроля.
8. Металлы главных подгрупп.
Контрольные вопросы.
8.1. Решение задач по теме «Металлы главных
подгрупп».
Задания для самоконтроля.
9. Металлы побочных подгрупп.
Контрольные вопросы.
9.1. Свойства некоторых соединений металлов
побочных подгрупп.
9.2. Решение задач по теме «Металлы побочных
подгрупп».
Задания для самоконтроля.
10. Металлургия.
Контрольные вопросы.
10.1. Решение задач по теме «Металлургия».
Задания для самоконтроля.
11. Введение в органическую химию.
Контрольные вопросы.
11.1. Предмет органической химии.
11.2. Изомерия.
11.3. Классификация органических соединений.
11.4. Углеводороды.
11.5. Гомологический ряд алканов (предельных
углеводородов).
11.6. Ненасыщенные углеводороды.
11.7. Спирты, карбоновые кислоты.
11.8. Жиры.
11.9. Углеводы, белки.
Тесты для самоконтроля по теме «Введение в
органическую химию».
Литература.
Введение
Учебно-методическое пособие по химии
предназначено для учащихся 9-го класса. Это
логическое продолжение курса химии 8-го класса,
опубликованного в газете «Химия» (№ 31–41/2002).
Пособие наряду с возможностью его использования
в образовательном процессе способно обеспечить
самообразование и самоконтроль с целью
повышения уровня подготовки и качества знаний по
предмету.
Пособие включает материал курса химии 9-го
класса. В каждой теме курса указано, что ученик
должен знать и уметь, перечислены основные
понятия, даны контрольные задания. Перед
практической частью представлен справочный
материал (памятка). Здесь приведены ключевые
теоретические моменты темы, помогающие лучше
понять учебный материал. В некоторые темы курса
включен подраздел «Свойства отдельных
соединений», представляющий собой теоретический
материал, не повторяющий, а дополняющий материал
учебника.
С целью облегчения самоподготовки учащихся по
предмету приведены обучающие задания с
алгоритмами, задачи разного уровня сложности с
образцами решения. Предлагаемые контролирующие
задания содержат как упражнения, проверяющие
теоретические знания, так и расчетные задачи,
отличающиеся по своим дидактическим целям.
Представлен список основной, дополнительной и
справочной литературы.
Учебно-методическое пособие могут использовать
учащиеся общеобразовательной школы с целью
самообразования и коррекции знаний, при
повторении и подготовке к выпускному экзамену, а
также учителя химии для индивидуальной и
групповой работы со школьниками.
Авторы благодарят всех специалистов, чей труд
содействовал изданию пособия. Отдельная
признательность учителю средней школы № 82
Кузьминой Татьяне Юрьевне, любезно
предоставившей для использования в работе
контрольные вопросы.
1. Электролитическая диссоциация
Знать: сущностъ процесса
электролитической диссоциации; смысл ионных
уравнений в свете представлений об
электролитической диссоциации и о строении
вещества; важнейшие свойства кислот, оснований и
солей в свете теории электролитической
диссоциации; качественные реакции на катионы Li+,
Na+, К+, Са2+, Ва2+, Сu2+,
Аg+, Аl3+, NН4+, Fe2+, Fe3+ и
анионы 
, 
, Сl–, Br
–, I–; условия протекания
реакций ионного обмена.
Уметь: составлять уравнения
диссоциации кислот, щелочей, солей; составлять
полные и сокращенные ионные уравнения реакций;
характеризовать общие свойства кислот,
оснований, солей и выполнять химические опыты,
подтверждающие эти свойства; вычислять по
химическим уравнениям массу (объем, количество
вещества) продукта, если одно из исходных веществ
взято в избытке.
Основные понятия: электролиты,
неэлектролиты, электролитическая диссоциация,
катион, анион, диполь, донор, акцептор,
донорно-акцепторный механизм образования
химической связи, ион гидроксония,
гидратированный ион, кристаллогидрат,
кристаллизационная вода, степень
электролитической диссоциации, реакции ионного
обмена, качественные реакции, гидролиз солей,
сильные и слабые электролиты.
Содержание катионов гидроксония и
гидроксид-ионов выражают через водородный
показатель рН. Значение этого показателя
рассчитывают по концентрации катионов
гидроксония или гидроксид-ионов по формуле:
рН = –lg [H3O+] = 14 + lg [OH–].
В чистой воде значение рН равно 7, в кислотной
меньше 7, а в щелочной больше 7.
Окраска индикаторов в различных средах
Контрольные вопросы
1. Что называют степенью диссоциации
электролита? От чего она зависит?
2. Приведите примеры сильных и слабых
электролитов.
3. Напишите уравнение диссоциации воды.
4. Чем различаются атомы и ионы?
5. Назовите окрашенные ионы.
6. Дайте определение катионам и анионам.
7. Как протекают реакции ионного обмена?
8. Назовите условия протекания ионных реакций до
конца.
9. Как определить заряд иона электролита? От чего
он зависит?
10. Как определить растворимость вещества в воде?
11. Перечислите свойства кислот, назовите главный
действующий ион кислот.
12. Перечислите свойства щелочей, назовите их
главный действующий ион.
13. Перечислите свойства солей, вспомните способы
их получения.
14. Как амфотерные гидроксиды взаимодействуют с
растворами щелочей?
15. Что называют гидролизом солей?
16. Какие соли могут подвергаться гидролизу?
Приведите примеры уравнений реакций.
17. Какие вещества называют кристаллогидратами?
18. Перечислите формулы и названия наиболее
известных кристаллогидратов.
19. Как ведут себя кристаллогидраты при
нагревании?
20. Как вычислить молекулярную массу
кристаллогидрата?
21. Как вывести молекулярную формулу
кристаллогидрата по массовым долям безводной
соли и воды?
1.1. Уравнения диссоциации
электролитов
Диссоциация протекает в растворах и расплавах.
Растворимые кислоты диссоциируют на ионы
водорода и ионы кислотных остатков.
Растворимые основания распадаются на
положительно заряженные ионы металла и
отрицательно заряженные гидроксид-ионы.
Средние соли диссоциируют на катионы
металлов и анионы кислотных остатков.
Кислые соли распадаются на катионы металлов
и водорода и анионы кислотных остатков.
Катионами являются ионы металлов и
водорода Н+.
Анионами являются ионы кислотных
остатков и гидроксид-ионы ОН–.
Заряд иона численно равен
валентности иона в данном соединении.
При составлении уравнений диссоциации
пользуйтесь таблицей растворимости.
В химической формуле сумма зарядов положительно
заряженных ионов равна сумме зарядов
отрицательно заряженных ионов.
Составление уравнений
диссоциации кислот.
(Алгоритм 1.)
Задание. Составьте уравнение
диссоциации HNO3 и H2SO4.
Составление уравнений
диссоциации щелочей
(растворимых оснований).
(Алгоритм 2.)
Растворимые основания – это гидроксиды,
образованные ионами активных металлов:
одновалентных: Li+, Nа+, К+, Rb+,
Сs+, Fr+;
двухвалентных: Са2+, Sr2+, Ва2+.
Задание. Запишите уравнения
диссоциации гидроксида натрия и гидроксида
бария.
Составление уравнений
диссоциации солей.
(Алгоритм 3.)
Задание. Запишите уравнение
диссоциации хлорида бария, сульфата алюминия,
гидрокарбоната калия.
Задания для
самоконтроля
1. Составьте уравнения диссоциации следующих
электролитов: нитрата цинка, карбоната натрия,
гидроксида кальция, хлорида стронция, сульфата
лития, сернистой кислоты, хлорида меди(II),
сульфата железа(III), фосфата калия,
сероводородной кислоты, бромида кальция,
гидроксихлорида кальция, нитрата натрия,
гидроксида лития.
2. Разделите вещества на электролиты и
неэлектролиты: K3PO4, HNO3, Zn(OH)2,
BaCl2, Al2O3, Cr2(SO4)3,
NO2, FeBr3, H3PO4, BaSO4, Cu(NO3)2,
O2, Sr(OH)2, NaHSO4, CO2, AlCl3,
ZnSO4, KNO3, KHS.
Назовите вещества-электролиты.
3. Составьте формулы веществ, которые могут быть
образованы следующими ионами:
Назовите вещества, составьте уравнения их
диссоциации.
Ответы на задания для
самоконтроля
1.
2. Электролиты: K3PO4
– фосфат калия, HNO3 – азотная кислота, BaCl2
– хлорид бария, Cr2(SO4)3 – сульфат
хрома(III), FeBr3 – бромид железа(III), H3PO4
– фосфорная кислота, Сu(NO3)2 – нитрат
меди(II), Sr(OH)2 – гидроксид стронция, NaHSO4
– гидросульфат натрия, AlCl3 – хлорид
алюминия, ZnSO4 – сульфат цинка, KNO3 –
нитрат калия, KHS – гидросульфид калия, Zn(OH)2
– гидроксид цинка, BaSO4 – сульфат бария.
Неэлектролиты: Al2O3, NO2,
O2, CO2.
3.
а) Н2SO4, CaSO4, NaMnO4, MgI2, Na2CrO4
и др.;
б) KClO3, Ba(OH)2, AlPO4, H2CO3 и
др.;
в) Н2S, CaCl2, FeSO4, Na2SO4 и
др.
И.М.ХАРЧЕВА,
М.А.АХМЕТОВА
Печатается с
продолжением
averongomest298
Вопрос по химии:
Напишите уравнения полной диссоциации в водных растворах следующих электролитов: а) HClO4, H2SeO4, HBr; б) NaOH, NH4OH. Ca(OH)2; в) Fe2(SO4)3, Mg(NO3)2, (NH4)2SO4.
Трудности с пониманием предмета? Готовишься к экзаменам, ОГЭ или ЕГЭ?
Воспользуйся формой подбора репетитора и занимайся онлайн. Пробный урок — бесплатно!
Ответы и объяснения 1
xcocle20
HClO₄ = H⁺ + ClO₄⁻
H₂SeO₄ = H⁺ + HSeO₄⁻, HSeO₄⁻ = H⁺ + SeO₄²⁻
HBr = H⁺ + Br⁻
NaOH = Na⁺ + OH⁻
NH₄OH = NH₄⁺ + OH⁻
Ca(OH)₂ = CaOH⁺ + OH⁻, CaOH⁺ = Ca²⁺ + OH⁻
Fe₂(SO₄)₃ = 2Fe³⁺ + 3SO₄²⁻
Mg(NO₃)₂ = Mg²⁺ + 2NO₃⁻
H₂SO₄ = H⁺ + HSO₄⁻, HSO₄⁻ = H⁺ + SO₄²⁻
Знаете ответ? Поделитесь им!
Гость ?
Как написать хороший ответ?
Как написать хороший ответ?
Чтобы добавить хороший ответ необходимо:
- Отвечать достоверно на те вопросы, на которые знаете
правильный ответ; - Писать подробно, чтобы ответ был исчерпывающий и не
побуждал на дополнительные вопросы к нему; - Писать без грамматических, орфографических и
пунктуационных ошибок.
Этого делать не стоит:
- Копировать ответы со сторонних ресурсов. Хорошо ценятся
уникальные и личные объяснения; - Отвечать не по сути: «Подумай сам(а)», «Легкотня», «Не
знаю» и так далее; - Использовать мат — это неуважительно по отношению к
пользователям; - Писать в ВЕРХНЕМ РЕГИСТРЕ.
Есть сомнения?
Не нашли подходящего ответа на вопрос или ответ отсутствует?
Воспользуйтесь поиском по сайту, чтобы найти все ответы на похожие
вопросы в разделе Химия.
Трудности с домашними заданиями? Не стесняйтесь попросить о помощи —
смело задавайте вопросы!
Химия — одна из важнейших и обширных областей естествознания, наука о веществах, их составе и строении, их свойствах, зависящих от состава и строения, их превращениях, ведущих к изменению состава — химических реакциях, а также о законах и закономерностях, которым эти превращения подчиняются.