Муниципальное бюджетное образовательное учреждение
Средняя общеобразовательная школа села Старобурновомуниципального района Бирский район Республики Башкортостан
Тематические лекции
по химии для 11 класса
для подготовки к ЕГЭна 2015-2016 учебный годcоставила учитель химииАсылбаева Марина Евгеньевна
Тема 7. Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты
Реакции ионного обмена
Вещества
Электролиты Неэлектролиты-вещества, проводящие электрический ток. - вещества, которые не проводят электрический ток
Вещества с ионной или ковалентно-полярной связью.
Вещества с ковалентной или слабополярной связью
Например: соли, кислоты, основания. Например: оксиды, газы, органические соединения
Электролиты делятся на слабые и сильные.
- растворимые соли -нерастворимые соли
- сильные кислоты
- слабые кислоты
-Растворимые основания(щелочи) - нерастворимые основания.
-вода, гидроксид аммония
Электролитическая диссоциация – распад электролитов на ионы при растворении в воде или расплавлении. Этот процесс изображают с помощью уравнений диссоциации:
NaCl = Na+ + Cl-
HCl = H+ + Cl-
Na2SO4 = 2Na+ + SO42-
Если через раствор или расплав электролита пропускать электрический ток, то положительные ионы будут двигаться к отрицательному электроду – катоду. Положительные ионы получили название катионы.
Отрицательные ионы будут двигаться к положительному электроду – аноду, и называются анионами.
Ионы, образующиеся при диссоциации разных электролитов, различны. Диссоциация кислот идет с образованием катиона водорода и анионов кислотного остатка:
НСl↔ Н+ + Сl-.
H2S04 ↔2H+ + SO42-
Кислотные остатки могут быть различными, а ион водорода образуется при диссоциации всех кислот. Следовательно, кислотами называются соединения, дающие в растворе ионы водорода и кислотного остатка. Все общие свойства кислот объясняются образованием в растворе любой кислоты гидратированных ионов водорода,
Для многоосновных кислот характерна ступенчатая диссоциация:
H2S04 <=>H+ + HSO4-
HS04- <=>H+ + SO42-
При диссоциации оснований образуются катионы металла и общие для всех оснований анионы гидраксила ОН-:KОH<=>K+ + OH-
Са(ОН)2 <=>Са2 + + 2OH-.
Таким образом, основания можно определить как соединения, дающие в водном растворе ионы гидроксила. Следовательно, носителем всех общих свойств оснований является ион гидроксила.
Основания многовалентных металлов подвергаются ступенчатой диссоциации. Например:
Fe(OH)2 <=>(FeOH)+ + OH-
(FeOH)+ <=>Fe2+ + OH-
Существуют гидроксиды, обладающие а м ф о т е р-н ы м и свойствами, т. е. способные проявлять свойства кислоты и основания. Объясняется это тем, что диссоциация таких молекул может происходить как по типу кислоты, так и по типу основания.
Н+ + МеO- <=> МеОН <=> Ме+ + OH-
где МеОН — условное обозначение амфотерного электролита. Между всеми продуктами диссоциации устанавливается сложное равновесие.
Соли при диссоциации образуют катионы металла и анионы кислотного остатка:
NaN03 <=> Na+ + N03-
К3Р04 <=>3K+ + PO43-
СаСl2 т<=> Са2+ + 2Сl-
Ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет, поэтому соли не обладают общими свойствами.
При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла и сложные ионы кислотного остатка, которые в свою очередь подвергаются диссоциации с образованием ионов Н+:
NaHS03 <=>Na+ + HSO3-
HS03-<=>H+ + SO32-
При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксильной группы. Эти сложные ионы также подвергаются диссоциации:
ZnOHCl<=>(ZnOH)++Сl-.
(ZnOH)+<=>Zn2+ + OH-
Реакции ионного обмена
Реакции ионного обмена - это такие реакции, в которых вещества обмениваются между собой ионами. Например, при взаимодействии медного купороса и гидроксида нактрия (щелочи) образуется студенистый осадок голубого цвета:
CuSO4+2NaOH=Na2SO4+Cu(OH)2
Здесь происходит обмен ионами меди и натрия. Голубой раствор медного купороса CuSO4, реагируя со щелочью NaOH, обесцвечивается, при этом выпадает голубой студенистый осадок гидроксида меди Cu(OH)2, а образовавшийся светлый раствор - это сульфат натрия Na2SO4.
Правила написания уравнений реакций в ионном виде.
1.Записывают формулы веществ, вступивших в реакцию, ставят знак «равно» и записывают формулы образовавшихся веществ. Расставляют коэффициенты.
2.Пользуясь таблицей растворимости, записывают в ионном виде только формулы веществ, обозначенных в таблице растворимости буквой «Р» (хорошо растворимые в воде), исключение – гидроксид кальция, который, хотя и обозначен буквой «М», все же в водном растворе хорошо диссоциирует на ионы. Нерастворимые соли, основания, слабые кислоты, газы записываются в виде молекулы.
!.Нужно помнить, что на ионы не разлагаются металлы, оксиды металлов и неметаллов, вода, газообразные вещества, нерастворимые в воде соединения, обозначенные в таблице растворимости буквой «Н». Формулы этих веществ записывают в молекулярном виде.
Получают полное ионное уравнение.
3.Сокращают одинаковые ионы до знака «равно» и после него в уравнении. Получают сокращенное ионное уравнение.
Условия, при которых реакции ионного обмена протекают до конца.
Если в результате реакции выделяется малодиссоциирующее вещество – вода.
1-случай.
Молекулярное уравнение реакции щелочи с кислотой:
Неизменность степеней окисления элементов во всех веществах до и после реакции говорит о том, что реакции обмена не являются окислительно-восстановительными.
Полное ионное уравнение реакции:
K+ + OH– + H+ + Cl– = K+ + Cl– + H2O.
Cокращенное ионное уравнение реакции:
H+ + OH– = H2O.
2-случай
Молекулярное уравнение реакции основного оксида с кислотой:
CaO + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O.
Полное ионное уравнение реакции:
Cокращенное ионное уравнение реакции:
CaO + 2H+ = Ca2+ + H2O.
3-случай
Молекулярное уравнение реакции нерастворимого основания с кислотой:
3Mg(OH)2 + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2 + 6H2O.
Полное ионное уравнение реакции:
В данном случае полное ионное уравнение совпадает с сокращенным ионным уравнением.
4-случай
Молекулярное уравнение реакции амфотерного оксида с кислотой:
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O.
Полное ионное уравнение реакции:
Al2O3 + 6H+ + 6Cl– = 2Al3+ + 6Cl– + 3H2O.
Cокращенное ионное уравнение реакции:
Al2O3 + 6H+ = 2Al3+ + 3H2O.
2. Если в результате реакции выделяется нерастворимое в воде вещество-осадок.
1-случай
Молекулярное уравнение реакции растворимой соли со щелочью:
CuCl2 + 2KOH = 2KCl + Cu(OH)2↓.
Полное ионное уравнение реакции:
Cu2+ + 2Cl– + 2K+ + 2OH– = 2K+ + 2Cl– + Cu(OH)2↓.
Cокращенное ионное уравнение реакции:
Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2↓.
2-случай
Молекулярное уравнение реакции двух растворимых солей:
Al2(SO4)3 + 3BaCl2 = 3BaSO4 + 2AlCl3.
Полное ионное уравнение реакции:
Сокращенное ионное уравнение реакции:
3-случай
Молекулярное уравнение реакции нерастворимого основания с кислотой:
Fe(OH)3 + H3PO4 = FePO4 ↓+ 3H2O.
Полное ионное уравнение реакции:
В данном случае полное ионное уравнение реакции совпадает с сокращенным. Эта реакция протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу два факта: образование вещества, нерастворимого в воде, и выделение воды.
3. Если в результате реакции выделяется газообразное вещество.
1-случай
Молекулярное уравнение реакции растворимой соли (сульфида) с кислотой:
K2S + 2HCl = 2KCl + H2S↑.
Полное ионное уравнение реакции:
2K+ + S2– + 2H+ + 2Cl– = 2K+ + 2Cl– + H2S.
Cокращенное ионное уравнение реакции:
S2– + 2H+ = H2S.
2-случай
Молекулярное уравнение реакции растворимой соли (карбоната) с кислотой:
Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2
Полное ионное уравнение реакции:
Cокращенное ионное уравнение реакции:
О протекании данной реакции до конца свидетельствуют два признака: выделение воды и газа – оксида углерода(IV).
3-случай
Молекулярное уравнение реакции нерастворимой соли (карбоната) с кислотой:
3СaCO3 + 2H3РO4 = Са3(PO4)2 + 3H2O + 3CO2
Полное ионное уравнение реакции:
В данном случае полное ионное уравнение реакции совпадает с сокращенным уравнением. Эта реакция протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу три признака: выделение газа, образование осадка и выделение воды.
Приложенные файлы
