Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена презентация

Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена

Ионные кристаллы (истинные электролиты) Ионные кристаллы (истинные электролиты) Ион-дипольное взаимодействие Е(гидратации) > Е(решетки) NaCl + (n+m) H2O → Na+· n H2O + Cl-· m H2O NaCl → Na+ + Cl-

Полярные молекулярные вещества (потенциальные электролиты) Полярные молекулярные вещества (потенциальные электролиты) Диполь-дипольное взаимодействие Е(гидратации) > Е(связи) НCl + (n+m) H2O → Н+· n H2O + Cl-· m H2O НCl + H2O → Н3О+ + Cl-

Для молекулярных электролитов Для молекулярных электролитов Степень диссоциации (ионизации):   Сильные электролиты: 1) соли; 2) щелочи – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH,  Ba(OH)2 , Ca(OH)2, Sr(OH)2; 3) кислоты (α = 1) – H2SO4, HCl, HNO3, HBr, HI,  HClO4, HМnO4;

Кислоты – электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только ионы Н+ Кислоты – электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только ионы Н+ HCl → H+ + Cl–  H2SO4 → H+ + HSO4− (I ступень) HSO4− H+ + SO42- (II ступень)

Основания – электролиты, которые при диссоциации в качестве анионов образуют только OH− Основания – электролиты, которые при диссоциации в качестве анионов образуют только OH− NaOH → Na+ + OH− NH3 + H2O NH4+ + OH− Mg(OH)2 (MgOH)+ + OH− (I ступень) (MgOH)+ Mg2+ + OH− (II ступень)

Амфотерные гидроксиды (амфолиты) – электролиты, которые могут диссоциировать как по кислотному, так и по основнóму типу Амфотерные гидроксиды (амфолиты) – электролиты, которые могут диссоциировать как по кислотному, так и по основнóму типу Be(OH)2 ↔ Be2+ + 2OH− (основный тип) Be(OH)2 + 2H2O 2H+ + [Be(OH)4]2- (кислотный тип)

Ступенчато диссоциируют кислые, оснóвные и комплексные соли: Ступенчато диссоциируют кислые, оснóвные и комплексные соли: КНСО3 → К+ + НСО3− НСО3− Н+ + СО32−   (CuOH)NO3 → Сu(OH)+ + NO3− (CuOH)+ Cu2+ + OH−   Na2[Zn(OH)4] → 2 Na+ + [Zn(OH)4]2− [Zn(OH)4]2− Zn2+ + 4 OH−

Средние, двойные и смешанные соли диссоциируют в одну стадию! Средние, двойные и смешанные соли диссоциируют в одну стадию! CaCl2 → Ca2+ + 2Cl− Al2(SO4)3 → 2Al3+ +3SO42–   КFe(SO4)2 → К+ + Fe3+ + SO42-

Диссоциация воды Диссоциация воды H2O ↔ H+ + OH− [H+]·[OH−] = KW – константа автопротолиза KW = 10-14 при 250С следовательно, [H+]=[OH−] =10-7   Водородный показатель (рН) – десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода, взятый со знаком «минус» рН = – lg[H+]

При [H+]=[OH−] =10-7, При [H+]=[OH−] =10-7, рН = – lg10-7 =7 – нейтральная среда при [H+] > 10-7, рН < 7 – среда кислая при [H+] < 10-7, рН > 7 – среда щелочная

Окраска лакмуса: Окраска лакмуса:

Реакции ионного обмена Реакции ионного обмена

Реакция нейтрализации Реакция нейтрализации 1) Сильная кислота + щелочь с образованием растворимых солей Вa(OH)2 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + 2H2O Ba2+ + 2ОН− + 2Н+ + 2NO3− = Ba2+ + 2NO3− + 2H2O (полная ионная форма) OH − + H + → H2O

2) Сильная кислота + щелочь с образованием нерастворимых солей 2) Сильная кислота + щелочь с образованием нерастворимых солей Вa(OH)2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2H2O Вa2+ + 2 OH− + 2H+ + SO42- → BaSO4↓ + 2H2O 3) Реакции с участием слабого электролита HNO3 + NH3 → NH4NO3 H+ + NH3 → NH4+

H2S + 2KOH → K2S + 2 H2O H2S + 2KOH → K2S + 2 H2O H2S + 2OH− → S2− + 2 H2O   Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4] Al(OH)3 + OH− → [Al(OH)4] −  

4) 4) H2S + 2NH3 → (NH4)2S H2S + 2NH3 → 2NH4+ + S2− Mg(OH)2 + 2HF → MgF2↓ + 2 H2O ионная форма отсутствует Al(OH)3 + H2S ≠ – реакция не идет

5) Неполная нейтрализация 5) Неполная нейтрализация в избытке кислоты: H2SО4 + KOH → KНSО4 + H2O 2H+ + SО42− + OH- → НSО4− + H2O в избытке основания: Fe(OH)3 + 2HCl → Fe(OH)Cl2 + 2 H2O Fe(OH)3 + 2H+ → Fe(OH)2+ + 2 H2O

Гидролиз солей Гидролиз солей Не подвергаются гидролизу соли: Образованные только сильными электролитами (NaCl, KNO3, RbBr, Cs2SO4, KClO3 и др.); Нерастворимые;

1) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой 1) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой - гидролиз ПО АНИОНУ   K3PO4 – соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием. PO43- + НОН ⇄ НРО42- + ОН- K3PO4 + Н2О ⇄ К2НРО4 + КОН ОН- - среда щелочная; рН > 7

2) Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой 2) Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой - гидролиз ПО КАТИОНУ   CuCl2 – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой. Cu+2 + НОН ⇄ CuOH+ +H+ CuCl2+H2O ⇄ (CuOH)Cl + HCl H+ - среда кислая; рН < 7

3) Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой 3) Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой - гидролиз ПО КАТИОНУ И ПО АНИОНУ Гидролизуются соли – Al2S3,Cr2S3(необратимо) Al2S3 + H2O  Al(OH)3 + H2S   NH4F, CH3COONH4(обратимо) NH4F + H2O ⇄ NH3 · H2O + HF

Совместный гидролиз Совместный гидролиз  1) Соли металлов со степенью окисления +3 и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты)     2AlCl3 + 3K2S + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S↑ + 6KCl   2NH4Cl + Na2SiO3 → 2NH3↑ + H2SiO3↓ + 2NaCl

2) Соли металлов со степенью окисления +2 (кроме кальция, стронция и бария) и растворимые карбонаты - образуется осадок ОСНÓВНОГО КАРБОНАТА металла: 2) Соли металлов со степенью окисления +2 (кроме кальция, стронция и бария) и растворимые карбонаты - образуется осадок ОСНÓВНОГО КАРБОНАТА металла: 2 CuCl2 + 2Na2CO3 + H2O → (CuOH)2CO3 + + CO2↑ + 4 NaCl

Гидролиз - эндотермический процесс Гидролиз - эндотермический процесс KF + H2O ⇄ HF + KOH – Q  Какие факторы усиливают гидролиз? Нагревание Добавление воды   Как подавить (ослабить) процесс гидролиза? Раствор делают максимально концентрированным; Для смещения равновесия влево добавляют один из продуктов гидролиза – кислоту, если идёт гидролиз по катиону или щёлочь, если идёт гидролиз по аниону.  Пример: Al+3 + HOH ⇄ AlOH +2 + H+