Растворы электролитов. Ионно–молекулярные уравнения

При растворении в воде не все вещества имеют способность проводить электрический ток. Те соединения, водные растворы которых способны проводить электрический ток называются электролитами. Электролиты проводят ток за счет так называемой ионной проводимости, которой обладают многие соединения с ионным строением (соли, кислоты, основания). Существуют вещества, имеющие сильнополярные связи, но в растворе при этом подвергаются неполной ионизации (например, хлорид ртути II) – это слабые электролиты. Многие органические соединения (углеводы, спирты), растворенные  воде, не распадаются на ионы, а сохраняют свое молекулярное строение. Такие вещества электрический ток не проводят и называются неэлектролитами.

Приведем некоторые закономерности, руководствуясь которыми можно определить к сильным или слабым электролитам относится то или иное соединение:

1. Кислоты. К сильным кислотам из наиболее распространенных относятся HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄. Почти все остальные кислоты – слабые электролиты.
2. Основания. Наиболее распространенные сильные основания – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (исключая Be). Слабый электролит – NH₃.
3. Соли. Большинство распространенных солей – ионных соединений, — электролиты сильные. Исключения составляют, в основном, соли тяжелых металлов.

Теория электролитической диссоциации

Электролиты, как сильные, так и слабые и даже очень сильно разбавленные не подчиняются закону Рауля и принципу Вант-Гоффа. Имея способность к электропроводности, значения давления пара растворителя и температуры плавления растворов электролитов будут более низкими, а температуры кипения более высокими по сравнению с аналогичными значениями чистого растворителя. В 1887 г С. Аррениус, изучая эти отклонения, пришел к созданию теории электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация предполагает, что молекулы электролита в растворе распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы, которые названы соответственно катионами и анионами.

Теория выдвигает следующие постулаты:

1. В растворах электролиты распадаются на ионы, т.е. диссоциируют. Чем более разбавлен раствор электролита, тем больше его степень диссоциации.
2. Диссоциация — явление обратимое и равновесное.
3. Молекулы растворителя бесконечно слабо взаимодействуют (т.е. растворы близки к идеальным).

Разные электролиты имеют различную степень диссоциации, которая зависит не только от природы самого электролита, но природы растворителя, а также концентрации электролита и температуры.

Степень диссоциации α, показывает какое число молекул n распалось на ионы, по сравнению с общим числом растворенных молекул N:

α = n/N

При отсутствии диссоциации α = 0, при полной диссоциации электролита α = 1.

С точки зрения степени диссоциации, по силе электролиты делятся на сильные (α > 0,7), средней силы ( 0,3 > α > 0,7), слабые  (α < 0,3 ).

Более точно процесс диссоциации электролита характеризует константа диссоциации, не зависящая от концентрации раствора. Если представить процесс диссоциации электролита в общем виде:

A_a B_b ↔ aA^— + bB⁺

K = [A^—]^a·[B⁺]^b/[A_a B_b]

Для слабых электролитов концентрация каждого иона равна произведению α на общую концентрацию электролита С таким образом, выражение для константы диссоциации можно преобразовать:

K = α²C/(1-α)

Для разбавленных растворов (1-α) =1, тогда

K = α²C

Отсюда нетрудно найти степень диссоциации

α = (K/C)^1/2

Ионно–молекулярные уравнения

Рассмотрим пример нейтрализации сильной кислоты сильным основанием, например:

HCl + NaOH = NaCl + HOH

Процесс представлен в виде молекулярного уравнения. Известно, что как исходные вещества, так и продукты реакции в растворе полностью ионизированы. Поэтому представим процесс в виде полного ионного уравнения:

H⁺ + Cl^— +Na⁺ + OH^— = Na⁺ + Cl^— + HOH

После «сокращения» одинаковых ионов в левой и правой частях уравнения получаем сокращенное ионное уравнение:

H⁺ + OH^— = HOH

Мы видим, что процесс нейтрализации сводится к соединению H⁺ и OH^— и образованию воды.

При составлении ионных уравнений следует помнить, что в ионном виде записываются только сильные электролиты. Слабые электролиты, твердые вещества и газы записываются в их молекулярном виде.

Далее рассмотрим реакцию осаждения. Смешаем водные растворы AgNO₃ и HI:

Молекулярное уравнение	AgNO3 + HI →AgI↓ + HNO3
Полное ионное уравнение	Ag+ + NO3— + H+ + I— →AgI↓ + H+ + NO3—
Сокращенное ионное уравнение	Ag+ + I— →AgI↓

Процесс осаждения сводится к взаимодействию только Ag⁺ и I^— и образованию нерастворимого в воде AgI.

Чтобы узнать способно ли интересующее нас вещество растворяться в воде, необходимо воспользоваться таблицей нерастворимости.

Рассмотрим третий тип реакций, в результате которой образуется летучее соединение. Это реакции взаимодействия карбонатов, сульфитов или сульфидов с кислотами. Например,

Молекулярное уравнение	Na2SO3 + 2HI → 2NaI + SO2↑ + H2O
Полное ионное уравнение	2Na+ + SO32- + 2H+ + 2I— → 2Na+ + 2I— + SO2↑ + H2O
Сокращенное ионное уравнение	SO32- + 2H+ → SO2↑ + H2O

 

При смешении некоторых растворов ионных соединений, взаимодействия между ними может и не происходить, например

Молекулярное уравнение	CaCl2 + 2NaI  = 2NaCl +CaI2
Полное ионное уравнение	Ca2+ + Cl— + 2Na+ + I—  = 2Na+ + Cl— + Ca2++ 2I—
Сокращенное ионное уравнение	отсутствует

 

Итак, подводя итог, отметим, что химические превращения наблюдаются в случаях, если соблюдается одно из следующих условий:

• Образование неэлектролита. В качестве неэлектролита может выступать вода.
• Образование осадка.
• Выделение газа.
• Образование слабого электролита, например уксусной кислоты.
• Перенос одного или нескольких электронов. Это реализуется в окислительно – восстановительных реакциях.
• Образование или разрыв одной или нескольких ковалентных связей.

Написать молекулярные уравнения | Химик.ПРО – решение задач по химии бесплатно

Написать молекулярные уравнения и ионно-молекулярные уравнения реакций, протекающих в растворах между: 1) Na2SO3  и  HCl; 2) Cr2(SO4)3  и KOH; 3) Na2CrO4  и AgNO3. Указать в каждом случае соединение, образование которого вызывает смещение равновесия.

Решение задачи

1) Напишем молекулярное уравнение реакции:

Полное ионное уравнение такой реакции  ионного обмена имеет вид:

Уравнение реакции  ионного обмена в сокращенном ионном виде:

Смещение равновесия вызывает образование сернистого газа.

2) Напишем молекулярное уравнение реакции:

Полное ионное уравнение такой реакции  ионного обмена имеет вид:

Уравнение реакции  ионного обмена в сокращенном ионном виде:

Смещение равновесия вызывает образование гидроксида хрома (III).

3) Напишем молекулярное уравнение реакции:

Полное ионное уравнение такой реакции  ионного обмена имеет вид:

Уравнение реакции  ионного обмена в сокращенном ионном виде:

Смещение равновесия вызывает образование хромата серебра.

Как составлять ионно и молекулярные уравнения??? Помогите составить молекулярные уравнения, соответствующих таким ионно-

Алгоритм составления ионно-молекулярных уравнений 1) Определить силу реагирующих электролитов: h3S (слабый) + Cu(NO3)2 (слабый) = CuS (сильный) + 2HNO3 (сильный) 2) Для сильных электролитов определить растворимость (по таблице растворимости) : h3S + Cu(NO3)2 (р) = CuS (н) + 2HNO3 (р) 3) Формулы сильных и одновременно растворимых электролитов записать в виде ионов, остальные формулы не изменять! h3S + Cu^2+ + 2NO3^– = CuS + 2H^+ + 2NO3^- 4) Одинаковые ионы «вычеркнуть» , т. к. они не участвуют в реакции (не изменили ни состава, ни заряда) . Получаем краткое ионно-молекулярное уравнение: h3S + Cu^2+ = CuS + 2H^+. Краткое ионно-молекулярное уравнение показывает: – что реакция возможна; – что в результате реакции образуется осадок (СuS; в других случаях газ или слабый электролит или ион нового состава) ; – какие ионы или молекулы должны участвовать в аналогичном процессе

просто пишешь уравнение реакции нормальное, например: CuO+h3=Cu+h3O а потом по ионам: Cu(2+)+O(2-)+h3(0)=Cu(0)+H(+)+OH(-)=Cu(0)+h3O в скобках заряд!

Составление молекулярных уравнений по ионно-молекулярным

Чтобы составить молекулярное уравнение по сокращенному ионно-молекулярному, необходимо определить, какой сильный электролит соответствует каждому иону, так как ионы – это остатки сильных электролитов.

Пример. Составьте по два молекулярных уравнения, которые выражаются следующим ионно-молекулярным уравнением:

Zn²⁺ + CO₃^2– = ZnCO₃

Решение. При составлении молекулярных уравнений следует подобрать к ионам Zn²⁺ и СО₃^2– сильные электролиты:

Zn²⁺: растворимые соли ZnSO₄, ZnCl₂, Zn(NO₃)₂;

CO₃

2–: растворимые соли Na₂CO₃, K₂CO₃, (NH₄)₂CO_3.

ZnSO₄ + Na₂CO₃ = ZnCO₃ + Na₂SO₄

ZnCl₂ + (NH₄)₂CO₃ = ZnCO₃ + 2NH₄Cl

5.3. Гидролиз солей Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода слабо диссоциирует на ионы Н⁺ и ОН^–:

Н₂О  Н⁺ + ОН^–

При диссоциации абсолютно чистой воды концентрации Н⁺ и ОН^– равны. Концентрацию ионов выражают в моль/л. Установлено, что при 298 К

Н⁺ = ОН^– = 10^–7 моль/л.

Произведение Н⁺ • ОН^– называется ионным произведением воды и численно равно 10^–14 при 298 К.

К_в = Н

+ • ОН^– = 10^–14

В кислом растворе Н⁺>10^–7 моль/л, ОН^–<10^–7 моль/л.

В щелочном растворе Н⁺<10^–7 моль/л, ОН^–>10^–7 моль/л.

Для характеристики среды, кислотности, щелочности введено понятие водородного показателя рН, который равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода

рН = -lg[H⁺]

В нейтральном растворе рН=7;

в кислых растворах рН<7;

в щелочных растворах рН>7.

рОН – гидроксильный показатель, он равен

рОН = -lg[OH^–]

рН + рОН = 14

Реакцию среды на практике можно определить при помощи кислотно-основных индикаторов, которые меняют свой цвет в зависимости от рН раствора. К наиболее распространенным относятся лакмус, фенолфталеин и метилоранж.

Окраска индикаторов в различных средах

Индикатор	Цвет индикатора в средах
	в кислой	в нейтральной	в щелочной
Метилоранж	красный	оранжевый	желтый
Фенолфталеин	бесцветный	бесцветный	малиновый
Лакмус	красный	фиолетовый	синий

Типы гидролиза солей

Химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и сопровождающееся изменением рН раствора, называется гидролизом солей.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Тип гидролиза соли зависит от природы основания и кислоты, образующих соль. Возможны 3 типа гидролиза солей.

Гидролиз по аниону идет, если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.

Например, соль СН₃СООNa образована сильным основанием NaOH и слабой одноосновной кислотой СН₃СООН. Гидролизу подвергается ион слабого электролита СН₃СОО^–.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза соли:

СН₃СОО^– + НОН  СН₃СООН + ОН^–

Ионы Н⁺ воды связываются с анионами СН₃СОО^– в слабый электролит СН₃СООН, ионы ОН^– накапливаются в растворе, создавая щелочную среду (рН>7).

Молекулярное уравнение гидролиза соли:

CH₃COONa + H₂O  CH₃COOH + NaOH

Гидролиз солей многоосновных кислот протекает по стадиям, образуя в качестве промежуточных продуктов кислые соли.

Например, соль K₂S образована сильным основанием КОН и слабой двухосновной кислотой H₂S. Гидролиз этой соли протекает в две стадии.

1 стадия: S^2– + HOH  HS^– + OH^–

K₂S + H₂O  KHS + KOH

2 стадия: HS^-– + HOH  H₂

S + OH^–

KHS + H₂O  H₂S + KOH

Реакция среды щелочная (pH>7), т.к. в растворе накапливаются ОН^–-ионы. Гидролиз соли идет тем сильнее, чем меньше константа диссоциации образующейся при гидролизе слабой кислоты (табл.3). Таким образом, водные растворы солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, характеризуются щелочной реакцией среды.

Гидролиз по катиону идет, если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Например, соль CuSO₄ образована слабым двухкислотным основанием Cu(OH)₂ и сильной кислотой H₂SO₄. Гидролиз идет по катиону Cu²⁺ и протекает в две стадии с образованием в качестве промежуточного продукта основной соли.

1 стадия: Cu²⁺ + HOH  CuOH⁺ + H⁺

2CuSO₄ + 2H₂

O  (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄

2 стадия: CuOH⁺ + HOH  Cu(OH)₂ + H⁺

(CuOH)₂SO₄ + 2H₂O  2Cu(OH)₂ + H₂SO₄

Ионы водорода Н⁺ накапливаются в растворе, создавая кислую среду (рН<7). Чем меньше константа диссоциации образующегося при гидролизе основания, тем сильнее идет гидролиз.

Таким образом, водные растворы солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, характеризуются кислой реакцией среды.

Гидролиз по катиону и аниону идет, если соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты. Например, соль CH₃COONH₄ образована слабым основанием NH₄OH и слабой кислотой СН₃СООН. Гидролиз идет по катиону NH₄⁺ и аниону СН₃СОО

–:

NH₄⁺ + CH₃COO^– + HOH  NH₄OH + CH₃COOH

Водные растворы такого типа солей, в зависимости от степени диссоциации образующихся слабых электролитов имеют нейтральную, слабокислую или слабощелочную среду.

При смешивании растворов солей, например CrCl₃ и Na₂S каждая из солей гидролизуется необратимо до конца с образованием слабого основания и слабой кислоты.

Гидролиз соли CrCl₃ идет по катиону:

Cr³⁺ + HOH  CrOH²⁺ + H⁺

Гидролиз соли Na₂S идет по аниону:

S^2– + HOH  HS^– + OH^–

При смешивании растворов солей CrCl₃ и Na₂S происходит взаимное усиление гидролиза каждой из солей, так как ионы Н⁺ и ОН

– образуют слабый электролит Н₂О и ионное равновесие каждой соли смещается в сторону образования конечных продуктов: гидроксида хрома Cr(OH)₃ и сероводородной кислоты H₂S.

Ионно-молекулярное уравнение совместного гидролиза солей:

2Cr³⁺ + 3S^2– + 6H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3H₂S

Молекулярное уравнение:

2CrCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3H₂S + 6NaCl

Соли, образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот, гидролизу не подвергаются, так как ни один из ионов соли не образует с ионами Н⁺ и ОН^– воды слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную среду.