Задание для экзаменующегося №23

Задание №1. Теория электролитической диссоциации.

Задание №2. Составить молекулярные, полные ионные и сокращенные ионные уравнения реакций следующих солей: а) хлорида хрома(III) и нитрата серебра; б) хлорида бария и сульфата марганца; в) нитрата железа (III) и гидроксида калия.

Задание №1. Ответить на поставленный вопрос.

Электролиты обладают различной способностью к диссоциации.

Степень диссоциации (a) -это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул электролита (n₀):

a = n / n₀.

Степень диссоциации выражается или в десятичных дробях или, чаще, в процентах:

Если a = 1, или 100 %, электролит полностью диссоциирует на ионы.

Если a = 0,5, или 50 %, то из каждых 100 молекул данного электролита 50 находятся в состоянии диссоциации.

В зависимости от a различают:

Сильные электролиты, их a в 0,1 н. растворе выше 30 %.

Диссоциируют практически полностью.

Относятся:

• почти все соли;

• многие минеральные кислоты: H₂SO₄, HNO₃, HCl, HClO₄, HBr, HJ, HMnO₄ и др.

• основания щелочных металлов и некоторых щелочноземельных металлов: Ba(OH)₂ и Ca(OH)₂.

Средние электролиты, их a от 3 до 30 %. К ним относятся кислоты H₃PO₄, H₂SO₃, HF и т.д.

Слабые электролиты в водных растворах диссоциированы лишь частично, их a менее 3 %.

Относятся:

• некоторые минеральные кислоты: H₂CO₃, H₂S, H₂SiO₃, HCN ;

• почти все органические кислоты;

• многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также гидроксид аммония;

• некоторые соли: HgCl₂, Hg(CN)₂.

Факторы, влияющие на a

Природа растворителя:

Чем больше диэлектрическая постоянная растворителя, тем больше степень диссоциации электролита в нем.

Концентрация раствора:

Степень диссоциации электролита увеличивается при разбавлении раствора.

При увеличении концентрации раствора уменьшается степень диссоциации (частое столкновение ионов).

Природа электролита:

Диссоциация электролита зависит от степени диссоциации.

Температура:

У сильных электролитов с повышением температуры a уменьшается, т.к. увеличивается число столкновений между ионами.

У слабых электролитов при повышении температуры a вначале повышается, а после 60⁰ С начинает уменьшаться.

Константа электролитической диссоциации

В растворах слабых электролитов при диссоциации устанавливается динамическое равновесие между молекулами и ионами:

CH₃COOH + H₂O « CH₃COO^- + H₃O⁺

[CH₃COO^-]^.[ H₃O⁺] / [CH₃COOH] =К_дисс

Задание №2. Составить молекулярные, полные ионные и сокращенные ионные уравнения реакций перечисленных солей.

а) CrCl₃ + 3AgNO₃ → Cr(NO₃)₃ + 3AgCl↓

Cr³⁺ + 3Cl^- + 3Ag⁺ + 3NO₃ → Cr³⁺ + 3NO₃ + 3AgCl↓

Cl^- + Ag⁺ → AgCl↓

б) BaCl₂ + MnSO₄ → BaSO₄↓ + MnCl₂

Ba²⁺ + 2Cl^- + Mn²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓ + Mn²⁺ + 2Cl^-

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

в) Fe(NO₃)₃ + 3KOH → Fe(OH)₃↓ + 3KNO₃

Fe³⁺ + 3NO₃^- + 3K⁺ + 3OH^- → Fe(OH)₃↓ + 3K⁺ + 3NO₃^-

Fe³⁺ + 3OH^- → Fe(OH)₃↓

Задание №1. Гидролиз солей.

Задание №1. Ответить на поставленный вопрос.

Гидролиз солей - это обменная реакция соли с водой, в результате которой образуются слабые электролиты.

Вода, являясь слабым электролитом, диссоциирует на ионы Н⁺ и ОН^-:

Н₂О <-> ОН^- + Н⁺

При растворении некоторых солей в воде ионы растворяемой соли взаимодействуют с ионами Н⁺ и ОН^- воды.

Происходит смещение равновесия диссоциации воды:

один из ионов воды (или оба) связываются ионами растворенного вещества с образованием малодиссоциированного, или малорастворимого, продукта.

Каждую соль можно представить себе образованной основанием и кислотой.

Кислоты и основания – это сильные и слабые электролиты,

по этому признаку соли можно разделить на четыре типа:

соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты;

2) соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты;

3) соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты;

4) соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты.

Соли, образованные катионом сильного основании и анионом сильной кислоты гидролизу не подвергаются.

Такие соли полностью диссоциируют на ионы металла и кислотного остатка.

Например:

соль NaCl образована сильным основанием NaOH и сильной кислотой НСl и полностью диссоциирует на ионы.

Cоли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты

Гидролиз этой соли заключается в присоединении ионами кислотного остатка ионов водорода от молекулы воды и в высвобождении ионов гидроокиси, которые обуславливают щелочную реакцию среды,

рН > 7

Na₂S<-> 2Na⁺ + S^2-

НОН <-> ОН^- + Н⁺

HS^-

S^2- + НОН <-> HS^- + ОН^-

Na₂ S + НОН = NaOH + NaHS

рН > 7

Соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты

Гидролиз этой соли заключается в присоединении ионами металла или ионами аммония ионов гидроокиси от молекулы воды и в высвобождении ионов водорода, которые обуславливают кислую реакцию среды,

рН < 7.

ZnCl₂ <-> Zn²⁺ + 2Cl^-

НОН =ОН^- +Н⁺

ZnOH⁺

Zn²⁺ + НОН <-> ZnOH⁺ + Н⁺

ZnCl₂ + НОН <-> НСl + ZnOHCl

рН < 7

Соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты

Гидролиз этой соли заключается в присоединении ионами металла или ионами аммония ионов гидроокиси, а ионами кислотного остатка ионов водорода от молекулы воды. Реакция среды будет нейтральная.

рН = 7

CH₃COONH₄ <-> CH₃COO^- + NH₄⁺

НОН = Н⁺ + ОН^-

СНзСООН NH₄OH

СН₃СОО + NH4+ + НОН <-> СН_зСООН + NH₄ OH

рН = 7

Задание №2. Дать характеристику положения элементов № 21, 32, 38 в Периодической системе Д.И. Менделеева. Написать их электронные формулы и структуры атомов.