3. Составлять уравнения реакций ионного обмена, понимать их сущность .

1.Записать молекулярное уравнение реакции

2.С помощью таблицы растворимости определить растворимость каждого вещества.

3NaOH + FeCl 3 = Fe(OH) 3 + 3NaCl

3.Составляем полное ионное уравнение. Сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и газообразные вещества записывают в виде молекул.

3Na + + 3OH - + Fe 3+ + 3Cl - = Fe(OH) 3 + 3Na + + 3Cl -

4.Найти одинаковые ионы (они не приняли участия в реакции в левой и правой частях уравнения реакции) и сократить их слева и справа.

3Na + + 3OH - + Fe 3+ + 3Cl - = Fe(OH) 3 + 3Na + + 3Cl -

5.Составить сокращенное ионное уравнение (выпишите знаки, формулы ионов или веществ, которые приняли участие в реакции).

Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH) 3

4. Составлять уравнения реакций, характеризующих химические свойства кислот, оснований, оксидов и солей в молекулярном и ионном виде .

Определять окислители и восстановители, отличать окислитель – восстановительные реакции от других типов реакций, расставлять коэффициенты в окислительно – восстановительных реакциях методом электронного баланса

Алгоритм расстановки коэффициентов

1.Указываем степени окисления химических элементов. Подчёркнуты химические элементы, в которых изменились степени окисления.

2.Составляем электронные уравнения, в которых указываем число отданных и принятых электронов. За вертикальной чертой ставим число электронов, перешедших при окислительном и восстановительном процессах. Находим наименьшее общее кратное (взято в красный кружок). Делим это число на число перемещённых электронов и получаем коэффициенты (взяты в синий кружок). Значит перед марганцем будет стоять коэффициент-1, который мы не пишем, и перед Cl 2 тоже -1. Перед HCl коэффициент 2 не ставим, а считаем число атомов хлора в продуктах реакции. Оно равно - 4.Следовательно и перед HCl ставим - 4,уравниваем число атомов водорода и кислорода справа, поставив перед H 2 O коэффициент - 2. В результате получится химическое уравнение:

1. Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих веществ, учитывая возможность ступенчатой диссоциации.

1. H 3 AsO 3 , Ba(HCO 3) 2 , AlOHCl 2 , K 2 CrO 4 .

2. H 2 SO 3 , Pb(NO 3) 2 , Na 2 HPO 4 , FeOHCO 3 .

3. Fe(OH) 2 , (NH 4) 2 SO 4 , Na 2 HPO 4 , Al(OH) 2 NO 3 .

4. H 3 BO 3 , Fe 2 (SO 4) 3 , PbOHNO 3 , KHSO 3 .

5. H 2 B 4 O 7 , Na 3 PO 4 , Ca(HCO 3) 2 , (ZnOH) 2 SO 3 .

6. Ni(OH) 2 , (NH 4) 3 AsO 4 , CuOHCl, Mg(HCrO 4) 2 .

7. H 2 S, CuCl 2 , Ca(HCO 3) 2 , Al(OH) 2 NO 3 .

8. H 2 SiO 3 , Cr(NO 3) 3 , Mg(HS) 2 , (CaOH) 2 SO 3 .

9. Cu(OH) 2 , K 2 SO 3 , Ca(H 2 AsO 4) 2 , (CuOH) 2 CO 3 .

10. H 2 CO 3 , FeCl 3 , Cu(HSO 3) 2 , (MgOH) 2 SO 4 .

11. H 3 PO 4 , K 2 CO 3 , (BaOH) 2 CrO 4 , KHS.

12. H 2 TeO 3 , (NH 4) 2 S, AlOHSO 3 , K 2 HPO 4 .

13. H 2 Se, Fe(NO 3) 3 , Ca(H 2 PO 4) 2 , CuOHNO 3 .

14. Al(OH) 3 , K 2 SO 3 , CoOHNO 2 , NaHSO 3 .

15. H 2 Te, KAl(SO 4) 2 , PbOHCl, Ba(HSO 3) 2 .

16. H 3 BO 3 , K 2 Cr 2 O 7 , (CuOH) 2 S, BaHAsO 4 .

17. H 2 SeO 3 , Fe 2 (SO 4) 3 , Mg(HSO 3) 2 , (FeOH) 2 CO 3 .

18. Mn(OH) 2 , K 3 CrO 3 , (MnOH) 2 SO 4 , Mg(HCO 3) 2 .

19. H 2 SiO 3 , Al 2 (SO 4) 3 , CrOH(NO 2) 2 , Cu(HCO 3) 2 .

20. H 2 CrO 4 , Ca(BrO 3) 2 , CuOHNO 3 , K 2 HPO 4 .

21. H 3 PO 4 , Na 2 SiO 3 , (CaOH) 2 CO 3 , NaHSO 4 .

22. Co(OH) 2 , K 2 Se, CuOHBr, NaH 2 PO 4 .

23. H 2 SO 3 , Hg(NO 3) 2 , Al(OH) 2 NO 3 , Mg(HS) 2 .

24. H 2 TeO 3 , Mn(CH 3 COO) 2 , (CaOH) 2 SO 3 , Fe(HCO 3) 2 .

25. H 3 AsO 3 , Cr 2 (SO 4) 3 , Fe(OH) 2 NO 2 , Cu(HS) 2 .

26. H 2 WO 4 , K 2 S, Ca(HCO 3) 2 , AlOH(NO 3) 2 .

27. Fe(OH) 2 , Ni(NO 3) 2 , Ba(HCrO 4) 2 , (CaOH) 2 SO 4 .

28. H 2 Cr 2 O 7 , CoCl 2 , Fe(HS) 2 , (CuOH) 2 SO 3 .

29. H 2 Se, (NH 4) 2 SO 4 , CoOHCl, Ba(HCO 3) 2 .

30. Zn(OH) 2 , Ca(CN) 2 , NaH 2 PO 4 , Cr(OH) 2 NO 2 .

2. Напишите реакции получения и докажите амфотерность следующих гидроксидов. Напишите диссоциацию амфотерного гидроксида.

3. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной форме (таблица растворимости приведена в приложении 4).

1. Сульфид калия + хлороводородная кислота

Нитрат серебра (I) + хромат натрия

Гидроксид меди (II) + серная кислота

Уксусная кислота + гидроксид лития

2. Хлорид кальция + нитрат серебра (I)

Сульфат цинка + гидроксид натрия

3. Сульфат натрия + нитрат свинца (II)

Карбонат калия + серная кислота

Хлорид алюминия + гидроксид калия

Гидроксид натрия + сероводородная кислота

4. Силикат калия + хлороводородная кислота

Фосфат натрия + хлорид кальция

5. Хлорид бария + сульфат натрия

Ацетат натрия + серная кислота

Ортофосфат кальция + хлорид железа (II)

Силикат калия + хлороводородная кислота

7. Нитрат свинца (II) + иодид калия

Сульфит натрия + хлороводородная кислота

Фтороводородная кислота + гидроксид калия

8. Серная кислота + гидроксид меди (II)

Хлорид кобальта (II) + гидроксид натрия

Гидроксид натрия + ортофосфорная кислота

9. Сульфат хрома (III) + гидроксид натрия

Сульфид бария + хлороводородная кислота

Карбонат натрия + хлорид бария

10. Хлорид марганца (II) + гидроксид бария

Сероводородная кислота + гидроксид калия

Ортофосфат натрия + иодид алюминия

Сульфит калия + серная кислота

11. Гидроксид меди (II) + бромоводородная кислота

Карбонат магния + азотная кислота

Нитрат висмута (III) + гидроксид калия

Сульфит натрия + нитрат серебра (I)

12. Хлорид железа (II) + сульфид аммония

Уксусная кислота + гидроксид калия

Ацетат натрия + хлороводородная кислота

Карбонат бария + азотная кислота

13. Карбонат аммония + нитрат свинца (II)

Сульфид железа (II) + хлороводородная кислота

Нитрат олова (II) + гидроксид натрия

14. Ортофосфат натрия + хлорид кальция

Гидроксид аммония + йодоводородная кислота

Ацетат калия + серная кислота

15. Карбонат кальция + азотная кислота

Сульфат аммония + гидроксид натрия

Хлорид марганца (II) + ортофосфат калия

16. Хлорид аммония + гидроксид бария

Нитрат свинца (II) + иодид натрия

Сульфид марганца (II) + хлороводородная кислота

Гидроксид калия + уксусная кислота

17. Хлороводородная кислота + сульфид натрия

Сульфат хрома (III) + гидроксид натрия

Бромид бария + нитрат серебра (I)

Сульфат аммония + гидроксид калия

18. Сульфит натрия + хлороводородная кислота

Карбонат кальция + азотная кислота

Ацетат свинца (II) + сульфид калия

Гидроксид калия + бромоводородная кислота

19. Хлорид магния + ортофосфат натрия

Гидроксид аммония + хлороводородная кислота

Карбонат кальция + азотная кислота

Нитрат алюминия + гидроксид натрия

20. Ацетат хрома (III) + хлороводородная кислота

Гидроксид магния + серная кислота

Бромид алюминия + силикат натрия

Гидроксид натрия + сернистая кислота

21. Ортофосфат калия + хлорид магния

Силикат натрия + хлороводородная кислота

Сульфид калия + азотная кислота

Нитрат свинца (II) + гидроксид натрия

22. Гидроксид лития + сероводородная кислота

Карбонат калия + нитрат магния

Сульфид натрия + бромоводородная кислота

Хлорид бериллия + гидроксид натрия

23. Сульфид цинка + хлороводородная кислота

Гидроксид аммония + серная кислота

Ацетат хрома (III) + гидроксид натрия

Хлорид кальция + ортофосфат натрия

24. Гидроксид магния + серная кислота

Нитрат серебра (I) + бромид бария

Сульфит калия + хлороводородная кислота

Карбонат бария + азотная кислота

25. Сульфид натрия + сульфат железа (II)

Карбонат натрия + серная кислота

Сернистая кислота + гидроксид натрия

Ацетат калия + азотная кислота

26. Нитрат бария + сульфат натрия

Сульфит калия + бромоводородная кислота

Сульфид натрия + хлороводородная кислота

Хлорид меди (II) + гидроксид натрия

27. Азотная кислота + сульфид натрия

Хлорид бария + сульфат калия

Гидроксид аммония + бромоводородная кислота

Ацетат калия + хлороводородная кислота

28. Нитрат серебра + хлорид железа (III)

Карбонат кальция + хлороводородная кислота

Хлорид хрома (III) + гидроксид калия

Серная кислота + гидроксид аммония

29. Бромид аммония + гидроксид калия

Карбонат магния + азотная кислота

Хлорид бария + сульфат алюминия

Ацетат калия + серная кислота

30. Сульфат аммония + гидроксид натрия

Сульфид цинка + хлороводородная кислота

Хлорид меди (II) + гидроксид калия

Бромид алюминия + нитрат серебра

4. Напишите уравнения гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной форме. Укажите реакцию среды.

1. Li 2 SO 3 , BaCl 2 , Zn(NO 3) 2 , NH 4 F

2. KBr, MgSO 4 , K 3 PO 4 , NH 4 ClO

3. Cu(NO 3) 2 , Cs 2 CO 3 , Ba(NO 3) 2 , NaCN

4. FeSO 4 , K 2 SiO 3 , NH 4 CN, NaJ

5. MgCl 2 , Ba(NO 3) 2 , Na 2 S, NH 4 CH 3 COO

6. SnCl 2 , NaBrO, KJ, K 3 AsO 4

7. KNO 3 , MnSO 4 , Na 2 TeO 3 , NH 4 Cl

8. ZnCl 2 , K 2 SO 3 , CaJ 2 , NH 4 NO 2

9. Bi(NO 3) 3 , Ba(CH 3 COO) 2 , NaBr, NH 4 NO 3

10. MgCl 2 , LiNO 3 , NH 4 CN, K 2 CO 3

11. Na 2 S, NH 4 BrO, FeBr 2 , KNO 3

12. BaCl 2 , Li 2 SO 3 , Pb(NO 3) 2 , NH 4 F

13. Al(NO 3) 3 , Li 2 CO 3 , NH 4 ClO, CaBr 2

14. BaJ 2 , MgCl 2 , K 2 CO 3 , Ba(CH 3 COO) 2

15. Na 3 PO 4 , NH 4 ClO, MgJ 2 , Ba(NO 3) 2

16. NH 4 NO 2 , CaJ 2 , K 3 AsO 3 , AlCl 3

17. Na 2 CO 3 , CuSO 4 , (NH 4) 2 S, KNO 3

18. NH 4 CH 3 COO, K 2 TeO 3 , Cr 2 (SO 4) 3 , NaJ

Водные растворы некоторых веществ являются проводниками электрического тока. Эти вещества относятся к электролитам. Электролитами являются кислоты, основания и соли, расплавы некоторых веществ.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Процесс распада электролитов на ионы в водных растворах и расплавах под действием электрического тока называется электролитической диссоциацией .

Растворы некоторых веществ в воде не проводят электрический ток. Такие вещества называют неэлектролитами. К ним относятся многие органические соединения, например сахар и спирты.

Теория электролитической диссоциации

Теория электролитической диссоциации была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом (1887 г.). Основные положения теории С. Аррениуса:

— электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы;

— под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к катоду (катионы), а отрицательно заряженные – к аноду (анионы);

— диссоциация – обратимый процесс

КА ↔ К + + А −

Механизм электролитической диссоциации заключается в ион-дипольном взаимодействии между ионами и диполями воды (рис. 1).

Рис. 1. Электролитическая диссоциация раствора хлорида натрия

Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Аналогично диссоциация протекает у молекул, образованных по типу полярной ковалентной связи (характер взаимодействия – диполь-дипольный).

Диссоциация кислот, оснований, солей

При диссоциации кислот всегда образуются ионы водорода (H +), а точнее – гидроксония (H 3 O +), которые отвечают за свойства кислот (кислый вкус, действие индикаторов, взаимодействие с основаниями и т.д.).

HNO 3 ↔ H + + NO 3 −

При диссоциации оснований всегда образуются гидроксид-ионы водорода (OH −), ответственные за свойства оснований (изменение окраски индикаторов, взаимодействие с кислотами и т.д.).

NaOH ↔ Na + + OH −

Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или катион аммония NH 4 +) и анионы кислотных остатков.

CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl −

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато.

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 − (I ступень)

HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II ступень)

Ca(OH) 2 ↔ + + OH − (I ступень)

+ ↔ Ca 2+ + OH −

Степень диссоциации

Среди электролитов различают слабые и сильные растворы. Чтобы охарактеризовать эту меру существует понятие и величина степени диссоциации (). Степень диссоциации – отношение числа молекул, продиссоциировавших на ионы к общему числу молекул. часто выражают в %.

К слабым электролитам относятся вещества, у которых в децимолярном растворе (0,1 моль/л) степень диссоциации меньше 3%. К сильным электролитам относятся вещества, у которых в децимолярном растворе (0,1 моль/л) степень диссоциации больше 3%. Растворы сильных электролитов не содержат непродиссоциировавших молекул, а процесс ассоциации (объединения) приводит к образованию гидратированных ионов и ионных пар.

На степень диссоциации оказывают особое влияние природа растворителя, природа растворенного вещества, температура (у сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации снижается, а у слабых – проходит через максимум в области температур 60 o С), концентрация растворов, введение в раствор одноименных ионов.

Амфотерные электролиты

Существуют электролиты, которые при диссоциации образуют и H + , и OH − ионы. Такие электролиты называют амфотерными, например: Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 и т.д.

H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −

Ионные уравнения реакций

Реакции в водных растворах электролитов – это реакции между ионами – ионные реакции, которые записывают с помощью ионных уравнений в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах. Например:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (молекулярная форма)

Ba 2+ + 2 Cl − + 2 Na + + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl − (полная ионная форма)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (сокращенная ионная форма)

Водородный показатель pH

Вода – слабый электролит, поэтому процесс диссоциации протекает в незначительной степени.

H 2 O ↔ H + + OH −

К любому равновесию можно применить закон действующих масс и записать выражение для константы равновесия:

K = /

Равновесная концентрация воды – величина постоянная, слеовательно.

K = = K W

Кислотность (основность) водного раствора удобно выражать через десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем (рН).

Правила составления уравнений электролитической диссоциации веществ

Процесс разрушения или распада электролита на ионы называется электролитической диссоциацией. Составные части распавшихся молекул или кристаллов представляют собой частицы, имеющие заряд. Их называют ионы.

Ионы бывают отрицательные и положительные. Положительные ионы называются катионами, отрицательные — анионами.

Растворы веществ, молекулы или кристаллы которых способны распадаться на ИОНЫ (диссоциировать), могут проводить электрический ток. Именно поэтому их называют электролитами. Часто процесс электролитической диссоциации называют просто: диссоциация.

Процесс растворения вещества отличается от диссоциации тем, что при растворении частицы вещества равномерно распределяются между молекулами растворителя (воды) по всему объему раствора, а в процессе диссоциации частицы вещества (кристаллы или молекулы) распадаются на составные части.

Поэтому при хорошей растворимости вещество не всегда хорошо диссоциирует.

Существуют вещества, молекулы или кристаллы которых хорошо распадаются на ионы. Их называют сильными электролитами.

Сильные электролиты:

Диссоциация сильных электролитов происходит необратимо

Существуют вещества, молекулы или кристаллы которых плохо распадаются на ионы. Их называют слабыми электролитами.

Слабые электролиты:

Диссоциация слабых электролитов происходит обратимо, т. е. ионы, образовавшиеся при распаде молекулы, соединяясь снова, образуют исходную молекулу. Обратимость реакции показывают разнонаправленными стрелками: ↔для слабых электролитов обратная реакция (ассоциация) преобладает над распадом молекул на ионы.

1. Диссоциация сильных электролитов

При диссоциации кислот их молекулы распадаются всегда на положительно заряженные ноны водорода Н и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков.

Рассмотрим уравнение диссоциации кислоты сильного электролита. (видео урок)

При диссоциации оснований их молекулы распадаются всегда на положительно заряженные ноны металла и отрицательно заряженныегидроксид-ионы (ОН -).

2. Рассмотрим уравнение диссоциации основания — сильного электролита.(видео урок)

3. При диссоциации солей их молекуль распадаются всегда на по ложительно заряженные ионы металла и отрицательно заряжен ные ноны кислотньтх остатков.

Рассмотрим уравнение диссоциации соли — сильного электролита. (видео урок)

4. Составление уравнения диссоциации соли, в которой кислотный остаток состоит из одного элемента (хлорид (С1), сульфиды (S ), отличается от тех уравнений, в которых молекулы солей имеют в кислотном остатке два элемента. (видео урок)

5. Диссоциация слабых электролитов (видео урок)

диссоциация многоосновных кислот слабых электролитов на ионы происходит постепенно (ступенчато). При этом на каждой стадии диссоциации образуется один ион водорода Н и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков. Рассмотрим уравнение диссоциации кислоты— слабого электролита (Н 2 СО 3)

6 Вторая стадия диссоциации HCO 3 - ↔ H + + CO 3 -

Число стадий диссоциации кислоты — слабого электролита равно числу атомов водорода Н в его молекуле.

Диссоциация слабых электролитов многокислотных оснований на ионы происходит постепенно (ступенчато). При этом на каждой стадии диссоциации образуется 1 гидроксид-ион (ОН-).(видео урок)

Такие основания, как правило, содержат несколько групп ОН. Рассмотрим уравнение диссоциации основания — слабого электролита Mg (OH ) 2

Первая стадия диссоциации

Mg (OH ) 2 ↔ MgOH + + OH -

Число стадий диссоциации основания — слабого электролита равно числу групп ОН в его молекуле. (видео урок)

Уравнения диссоциации солей слабых электролитов на ионы записывают в одну стадию. При этом образуются положительно заряженные ИОНЫ металла и отрицательно заряженные ИОНЫ кислотного остатка. Рассмотрим уравнение диссоциации соли — слабого электролита Са 3 (РО 4) 2

Са 3 (РО 4) 2 ↔ 3Са 2+ + 2РО 4 3- (видео урок)

Реакции на опыты (видео урок)

1. Реакции ионного обмена, идущие с выделением газа

Na 2 CO 3 + 2HCl = CO 2 + H 2 O + 2NaCl

2. Реакции ионного обмена, идущие с образованием ярко-окрашенных солей

FeCl 3 + 3KNCS= Fe(NCS) 3 + 3KCl

BaCl 2 + K 2 CrO 4 = BaCrO 4 ↓+ 2KCl

NiSO 4 + 2NaOH = Ni(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

3. Реакция нейтрализации

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

4. Изменение диссоциации электролитов при различных температурах