Как составить уравнение диссоциации в химии

Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые электролиты.

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.

Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.

К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.

В чем же суть процесса электролитической диссоциации?

Поместим в пробирку несколько кристаллов хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое время кристаллы растворятся. Что произошло?
Хлорид натрия – вещество с ионной кристаллической решеткой. Кристалл NaCl состоит из ионов Na⁺ и Cl^—. В воде этот кристалл распадается на структурные единицы-ионы. При этом распадаются ионные химические связи и некоторые водородные связи между молекулами воды. Попавшие в воду ионы  Na⁺ и Cl^— вступают во взаимодействие с молекулами воды. В случае хлорид-ионов можно говорить про электростатическое притяжение дипольных (полярных) молекул воды к аниону хлора, а в случае катионов натрия оно приближается по своей природе к донорно-акцепторному (когда электронная пара атома кислорода помещается на вакантные орбитали иона натрия). Окруженные молекулами воды ионы покрываются гидратной оболочкой. Диссоциация хлорида натрия описывается уравнением:

NaCl = Na⁺ + Cl^–

При растворении в воде соединений с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе. Например, соляная ксилота диссоциирует на ионы так: HCl = H⁺ + Cl^—.

При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.

Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:

Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.

α=N_{продисс}/N_исх, где:

N_{продисс} — это число продиссоциировавших молекул,

N_исх — это исходное число молекул.

По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные  и слабые.

Сильные электролиты (α≈1):

1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH₃COOK, формиат натрия HCOONa и др.)

2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO₃, H₂SO₄ (по первой ступени), HClO₄  и др.;

3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е. степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ. В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.

Слабые электролиты (α<1):

1. Слабые кислоты, в т.ч. органические;

2. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH₄OH;

3. Нерастворимые и некоторые малорастворимые соли (в зависимости от растворимости).

Неэлектролиты:

1. Оксиды, не взаимодействующие с водой (взаимодействующие с водой оксиды при растворении в воде вступают в химическую реакцию с образованием гидроксидов);

2. Простые вещества;

3. Большинство органических веществ со слабополярными или неполярными связями (альдегиды, кетоны, углеводороды и т.д.).

Как диссоциируют вещества? По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты диссоциируют полностью (в насыщенных растворах),  в одну ступень, все молекулы распадаются на ионы, практически необратимо. Обратите внимание — при диссоциации в растворе образуются только устойчивые ионы. Самые распространенные ионы можно найти в таблице растворимости — это ваша официальная шпаргалка на любом экзамене.  Степень диссоциации сильных электролитов примерно равна 1. Например, при диссоциации фосфата натрия образуются ионы Na⁺ и PO₄^3–:

Na₃PO₄ → 3Na⁺ +PO₄^3-

 NH₄Cr(SO₄)₂  →  NH₄⁺ + Cr³⁺ + 2SO₄^2–

Диссоциация слабых электролитов: многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо. Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц. Например, угольная кислота:

H₂CO₃ ↔ H⁺ + HCO₃^–

HCO₃^– ↔ H⁺ + CO₃^2–

Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:

Mg(OH)₂ ⇄ Mg(OH) + OH^–

Mg(OH)⁺ ⇄ Mg²⁺ + OH^–

Кислые соли диссоциируют также ступенчато, сначала разрываются ионные связи, затем — ковалентные полярные. Например, гидрокабонат калия и гидроксохлорид магния:

KHCO₃ ⇄ K⁺ + HCO₃^– (α=1)        

HCO₃^– ⇄ H⁺ + CO₃^2– (α < 1)

     Mg(OH)Cl ⇄ MgOH⁺ + Cl^– (α=1)      

MgOH⁺ ⇄ Mg²⁺ + OH^– (α<< 1)

 Степень диссоциации слабых электролитов намного меньше 1: α<<1.

Основные положения теории электролитической диссоциации, таким образом:

1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы.

2. Причина диссоциации электролиты в воде – это его гидратация, т.е. взаимодействие с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

3. Под действием внешнего электрического поля положительно заряженные ионы двигаются к отрицательно заряженному электроду — катоду, их называют катионами. Отрицательно заряженные электроны двигаются к положительному электроду – аноду. Их называют анионами.

4. Электролитическая диссоциация происходит обратимо для слабых электролитов, и практически необратимо для сильных электролитов.

5. Электролиты могут в разной степени диссоциировать на ионы — в зависимости от внешних условий, концентрации и природы электролита.

6. Химические свойства ионов отличаются от свойств простых веществ. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые из него образуются при диссоциации.

Примеры.

1. При неполной диссоциации 1 моль соли общее количество положительных и отрицательных ионов в растворе составило 3,4 моль. Формула соли – а) K₂S    б) Ba(ClO₃)₂    в) NH₄NO₃   г) Fe(NO₃)₃

Решение: для начала определим силу электролитов. Это легко можно сделать по таблице растворимости. Все соли, приведенные в ответах — растворимые, т.е. сильные электролиты. Далее, запишем уравнения электролитической диссоциации и по уравнению определим максимально число ионов в каждом растворе:

а) K₂S ⇄ 2K⁺ + S^2–, при полном распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не получится никак;

б) Ba(ClO₃)₂ ⇄ Ba²⁺ + 2ClO₃^–, опять при распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не образуется никак;

в) NH₄NO₃ ⇄ NH₄⁺+ NO₃^–, при распаде 1 моль нитрата аммония образуется 2 моль ионов максимально, больше 2 моль ионов не образуется никак;

г) Fe(NO₃)₃ ⇄ Fe³⁺ + 3NO₃^–, при полном распаде 1 моль нитрата железа (III) образуется 4 моль ионов. Следовательно, при неполном распаде 1 моль нитрата железа возможно образование меньшего числа ионов (неполный распад возможен в насыщенном растворе соли). Следовательно, вариант 4 нам подходит.

Ответ г).

Электролитическая диссоциация   

Электролитическая диссоциация – распад электролитов в водных растворах на ионы.

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ (ТЭД), С.А. Аррениус:

1. Электролиты в водных растворах диссоциируют на ионы: положительные (катионы) и отрицательные (анионы). Перешедшие в раствор ионы окружены молекулами воды – гидратированы.
2. Сумма зарядов положительных ионов равна сумме зарядов отрицательных ионов (раствор в целом электронейтрален)
3. Процесс электролитической диссоциации обратимый. Наряду с диссоциацией происходит обратный процесс – ассоциация ионов.

Процесс диссоциации записывают в виде уравнений (уравнений электролитической диссоциации):

KCl = K+    +    Cl–;             Al2(SO4)3 = 2Al3+   +   3SO42-;               H3PO4  ↔ H+   +   H2PO4–

СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Сила электролита определяется степенью диссоциации ά. На степень диссоциации влияют: виды связей в веществе, природа растворителя, концентрация раствора (с уменьшением концентрации  ά увеличивается), температура  ( с ростом  t  ά увеличивается,  т.к. диссоциация – процесс  эндотермический).

Сильные электролиты диссоциированы практически нацело. В растворе нет молекул, есть только ионы.

сильные кислоты  (не все кислоты!)- HNO3– азотная;  HCl– соляная; H2SO4-серная;  HBr- бромоводородная; HI- иодоводородная  

сильные основания (все щелочи) – LiOH – гидроксид лития;  NaOH – гидроксид натрия;  KOH – гидроксид калия;  Ca(OH)2 – гидроксид кальция;   Ba(OH)2 – гидроксид бария

все растворимые соли

Неперечисленные вещества являются слабыми или средней силы электролитами или неэлектролитами.

Н2О – очень слабый электролит.

Кислоты, основания и соли в свете ТЭД

Кислоты – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода

     HNO3 = Н+  +  NO3–       H2SO4 = 2Н+ + SO42-            сероводородная кислота  Н2S ↔  Н+ + НS–

                                                                                                               Знак обратимости ↔ используется в уравнениях диссоциации

                                                                                                               слабых  и средней силы электролитов

Основания – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид – ионов (ОН–)

KOH = K+   +   OH–        Ba(OH)2 = Ba2+   +   2OH–

Соли – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков

К3РО4 = 3K+   +   PO42-           Al2(SO4)3 = 2Al3+   +   3SO42-

Формулы и заряды катионов металлов и анионов кислотных остатков есть в

таблице растворимости  кислот, оснований, солей !

Итак.

1.Электролиты в водных растворах диссоциируют:

1. кислота = катионы водорода  +  анион кислотного остатка                    HCl = H+  +  Cl–
2. основание = катион металла и гидроксид-анионы                                   NaOH = Na+  +  OH–
3. соль = катионы металла + анионы кислотного остатка                           КCl = К+  +  Cl–

2. Индекс в формуле вещества становится  коэффициентом перед формулой  иона в уравнении диссоциации

Na2CO3 = 2Na+   +   CO32-            FeCl3  =  Fe3+   3Cl–

ИОННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Реакции, протекающие с участием  растворов  электролитов, являются реакциями между ионами.  Их   принято  записывать с помощью ионных  уравнений.

Правила составления ионных уравнений:

1. Напишите молекулярное уравнение (не забудьте про   коэффициенты). По таблице растворимости определите   растворимость всех веществ и запишите над формулами

                                                 Р                       Р                    Н                               Р

                                            Na2SO4   +   BaCl2   =   BaSO4↓          +   2NaCl

1. Перепишите это уравнение, записывая сильные электролиты как сумму соответствующих ионов, а слабые электролиты, нерастворимые и газообразные вещества – в молекулярной форме. Получите полное ионное уравнение

                                             2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl– = BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl– 

1. «Сократите»  одинаковые ионы (выделены курсивом)  в левой и правой части уравнения    и запишите сокращенное ионно-молекулярное уравнение, отражающее суть процесса (показывает участвующие в реакции частицы и продукты реакции)

                                                               Ba2+  +  SO42-  =  BaSO4↓

Реакции в растворах могут протекать:    1)необратимо;       2) обратимо;        3) практически не идут  

Реакции идут до конца (необратимо), если концентрация

ионов в растворе   уменьшается за счет связывания их c образованием:

   А) нерастворимых и малорастворимых  веществ

p             p             н               p

KCl + AgNO3 = AgCl↓  + KCl

K+ + Cl– + Ag+ + NO3– = AgCl↓  + K+ + NO3–

Ag+ + Cl– = AgCl↓

                                 p                  p                    н                       р

                     2H3PO4 + 3BaCl2 = Ba3(PO4)2↓ + 6HCl      (H3PO4 – не сильный электролит, H3PO4↔Н+  + H2PO4–.

                                                                                                                    Иногда H3PO4   записывают в недиссоциированном виде)

Вариант 1.     2H3PO4  + 3Ba2+ + 6Cl– = Ba3(PO4)2↓ + 6H+ + 6Cl–

2H3PO4  + 3Ba2+ = Ba3(PO4)2↓ + 6H+

Вариант 2.     2H+   +   2H2PO4–  +   3Ba2+ + 6Cl– = Ba3(PO4)2↓ + 6H+ + 6Cl–

2H2PO4–  + 3Ba2+ = Ba3(PO4)2↓ + 4H+

      В)  газов

                                                                               р                р                 р

K2S  +  2HCl  =  2KCl  +  H2S↑  (↑ – газ)

2K+  +  S2-  + 2H+  + 2Cl– = 2K+  +  2Cl–  +  H2S↑

2H+  +  S2- =  H2S↑

      Газ  получается   также при  образовании нестойких:    угольной кислоты           H2CO3 = H2O + CO2↑

                                                                                                     сернистой кислоты         H2SO3 = H2O + SO2↑

                                                                                                     гидроксида аммония       NH4OH = H2O + NH3↑    

      например:

                                                                                    p                 p              p

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O

2Na+  +  CO32-  +  2H+  +  2Cl– = 2Na+  +  2Cl– + CO2↑ + H2O

CO32-  +  2H+  =   CO2↑ + H2O

В)   слабых электролитов (обычно воды):

                                                                                      р                       р              p

Ba(OH)2  +  2HCl  =  BaCl2  +  2H2O

Ba2+   +  2OH–  +  2H+ +  2Cl–  =  Ba2+ + 2Cl–  +  2H2O

2H+   +   2OH–   =   2H2O

упростим коэффициенты   H+   +    OH–   =    H2O

Пример реакции, которая не идет до конца:

p                    p                       p                        p

2NaCl   +   Ba(NO3)2  =   BaCl2   +   2NaNO3

2Na+  +2Cl–   +   Ba2+ + 2NO3–  =  Ba2+ +  2Cl–   +   2Na+  +  2NO3–

Все ионы «сокращаются»  – нет ионов, связывающихся  и образующих продукты реакции.

Содержание:

Электролитическая диссоциация:

По электрической проводимости вещества делятся на две группы.

Вещества, водные растворы и расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

Na₂SO₄, KNO₃, CuCl₂, Al₂(SO₄)₃, HCl, HBr, HI, HNO₃, H₃PO₄, H₂SO₄ и др.

Вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами. Нерастворимые в воде неорганические вещества (H₂SiO₃, SiO₂, AgCl, CaSO₄ и др.), чистая вода, большинство органических веществ неэлектролиты.

Процесс распада электролитов на ионы при растворении их в воде или расплавлении называется электролитической диссоциацией.

Основные теоретические положения электролитической диссоциации дал в 1887 году шведский ученый Сванте Аррениус. Современная теория электролитической диссоциации состоит из трех основных положений:

1)    Электролиты в растворе и в расплаве распадаются (диссоциируют) на ионы, обладающие положительным или отрицательным зарядом
HNO₃ H⁺ + NO₃       Na₂SO₄ 2Na⁺ + SO

Ионы в растворе находятся в беспорядочном движении в разных направлениях.

2)    Под воздействием электрического тока ионы движутся направленно: положительно заряженные ионы направляются к катоду, а отрицательно заряженные ионы – к аноду. Поэтому положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные ионы анионами.

3)    Диссоциация – обратимый процесс: наряду с распадом молекул происходит также и соединение — ассоциация ионов.
KA K⁺ +А

Ионы и нейтральные атомы отличаются друг от друга как по строению, так и по свойствам. Например:

11Na0l s2∕2s22p6∕3s1 Электронная формула атома натрия	11Na+ls2∕2s22p6/ Электронная формула иона натрия
11Na0l)2e 2)8e 3)1е Схема строения атома натрия	11Na+l)2e 2)8е Схема строения иона натрия
Восстановитель	Окислитель

Несмотря на все это, С.Аррениус не смог полностью раскрыть сущность процесса электролитической диссоциации. Он не учитывал роль молекул растворителя и полагал, что в водном растворе находятся свободные ионы. При диссоциации электролитов в растворе образуются положительно и отрицательно заряженные частицы, состоящие из одного или нескольких атомов.

Катионы	Анионы
LI+, Na+, K+, Be2+, Ca2+, Mg2+, Fe2+, Fe3+, Cu2+,Hg2+, Ag+	CO, Cl, S2-, SO, NO3 , SiO, ClO , ClO2

Причиной разложения электролита на ионы является его взаимодействие с полярными молекулами воды. При растворении в воде любой соли, например, кристаллов хлорида натрия, отрицательные полюсы полярных молекул воды притягиваются к положительно заряженным ионам натрия Na⁺, а положительные полюсы к отрицательно заряженным хлорид-ионам Cl . В результате растворения в воде ионы отщепляются от кристалла и, перейдя в раствор, гидратируются.

Диссоциация водного раствора хлорида натрия

Наряду с веществами, кристаллическая решетка которых имеет ионное строение, молекулы с полярной ковалентной связью также в воде распадаются на ионы. При растворении в воде хлорида водорода (хлороводорода) с полярно-ковалентной связью под действием полярных молекул воды связь между атомами разрывается. Молекула хлорида водорода распадается на два гидратированных иона. Электронная пара переходит к атому хлора, в результате полярная ковалентная связь превращается в ионную связь.

Здесь а показывает степень диссоциации,n число диссоциированных молекул, N– общее число растворенных молекул.

Величина а принимает значения между 0÷1, при выражении в процентах между 0÷100%.

Если α=0, значит, диссоциация не произошла.
Если α=1 или а= 100%, значит, электролит полностью диссоциировал на ионы.

Величина n может принимать разные значения от 0 до N.

Если количество электролита дается в молях:
α= v_дис./v_общ. или α=v_общ ^. 100%
v_общ. — общее растворенное молярное количество вещества.
v_дис. — диссоциированное молярное количество вещества.

По значению степени диссоциации электролиты делят на три группы.

Сильные Электролиты	Электролиты средней силы	Слабые электролиты
a ≥ 30%	a=3 ÷ 30% (или 0,03 ÷ 0,3)	a3% (или a0,03)
Щелочи: LiOH, NaOH, КОН, RbOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 Растворимые в воде соли, сильные кислоты	Mg(OH)2, H3PO4, H2C2O4 (щавелевая кислота)	NH4OH, H2CO3, H2S, HCN, H2O, CH3COOH и другие органические кислоты

Электролиты, которые при растворении в воде или расплаве полностью диссоциируются на ионы, называются сильными электролитами.

Электролиты, которые при растворении в воде или расплавлении частично диссоциируются на ионы, называются слабыми электролитами.

Факторы, влияющие на степень диссоциации

Значение степени диссоциации зависит от ряда факторов.

Природа электролита (характер связи в молекуле электролита). Слабые и средней силы электролиты диссоциируют в растворе частично, а сильные электролиты полностью.

Природа растворителя

Диэлектрическая постоянная показывает, во сколько раз сила взаимодействия между двумя электрическими зарядами, находящимися в определенной среде, меньше по отношению к вакууму. Поскольку диэлектрическая постоянная воды (проникающая способность) при 20^oC высокая, способность ионизации также сравнительно высокая. Численное значение ее диэлектрической постоянной (81) показывает, что сила взаимодействия между ионами в растворе с водной средой в 81 раз слабее по сравнению с их силой взаимодействия в кристалле. Если в растворе, приготовленном с одинаковой концентрацией, в качестве среды берется вода, то степень диссоциации бывает сравнительно больше по отношению к растворителям.

Концентрация раствора электролита. При уменьшении концентрации раствора (т.е. разбавлении раствора), вероятность встречи ионов уменьшается и равновесие смещается в сторону ионизации (степень диссоциации повышается). При уменьшении числа столкновений между ионами в разбавленных растворах в заметной степени снижается и скорость образования молекул. Это, в свою очередь, способствует смещению равновесия в сторону диссоциации и повышению степени диссоциации. Значит, степень диссоциации находится в обратной зависимости от концентрации электролита.

Влияние температуры

В процессе диссоциации электролитов в небольшом количестве поглощается или выделяется тепло. Обычно нагревание раствора на IoC усиливает процесс диссоциации большинства электролитов на 0,05%. При повышении температуры усиливается и электрическая проводимость электролита. Однако это связано как с понижением степени гидратации ионов и вязкости среды, так и с повышением скорости движения ионов. В этом отношении вода занимает особое место. Диссоциация воды эндотермический процесс, который протекает с затратой 57,3 кДж теплоты. Вот почему с повышением температуры повышается и степень диссоциации воды. При нагревании раствора сильных электролитов степень диссоциации понижается, а при нагревании слабых электролитов степень диссоциации повышается.

Влияние концентрации ионов. Повышением или понижением концентрации ионов, образованных в результате диссоциации, можно сместить равновесие. Например, NH₄OH диссоциирует на ионы в воде по следующему
уравнению:
NH₄OHNН + ОН

При добавлении в раствор немного NH₄CI концентрация иона NH повышается и равновесие смещается влево (в сторону исходных веществ). Такое смещение равновесия подчинено принципу Ле-Шагелье. При устранении из системы равновесия одного из ионов, образовавшихся в растворе, степень диссоциации повышается. Следовательно, при добавлении в раствор слабого электролита, содержащего в составе одноименные ионы, степень диссоциации должна понижаться.

Постоянная диссоциации (Кд). Поскольку значение степени диссоциации зависит от концентрации электролита использование для характеристики диссоциации электролита не подходит. В этих целях используется постоянная диссоциации (Кд). Значение постоянной диссоциации, в отличие от , не зависит от концентрации раствора.

Постоянная диссоциации равна отношению произведения концентраций ионов на концентрацию молекул, не разложившихся на ионы.

Например, формула вычисления постоянной диссоциации для уксусной кислоты следующая:

Поскольку Кд не зависит от концентрации, это постоянная величина. Значение Кд зависит от природы /электролита и растворителя и температуры. Чем больше значение K_a, тем больше диссоциирует электролит.

Электрическая проводимость бывает более высокой в том из растворов с одинаковым мольным количеством растворенных в них различных электролитов, в котором образуется наибольшее количество ионов. В ряду NaCl, FeCl₂,  AlCl₃ в
водном растворе каждого из них электрическая проводимость повышается.

Диссоциация кислот, оснований и солей

Все растворимые кислоты в водных растворах диссоциируют на ионы водорода и кислотных остатков. C точки зрения теории электролитической диссоциации кислотам можно дать такое определение:
Кислоты это сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов образуются только ионы водорода.

Диссоциация кислот

Свойства кислот (кислый вкус, воздействие на индикаторы и т.д.) связаны с наличием в растворе гидратированных ионов водорода (Н₃О⁺). Следовательно, общим для кислот является ион водорода H+ (или Н₃О⁺). Отсюда становится ясно, что цвет индикатора меняет ион H+ (или Н₃О⁺).

Одноосновные кислоты диссоциируют одноступенчато, двухосновные кислоты двуступенчато, а трехосновные кислоты (Н₃РО₄) грехступенчаго. Диссоциация двух- и трехосновных кислот в основном происходит в первой стадии (ступени). При ступенчатой диссоциации каждая последующая ступень протекает более слабо (т.е. при ступенчатой диссоциации процесс диссоциации протекает все медленнее). Основность кислот определяется количеством катионов водорода, образованных в процессе полной диссоциации.

Знак обратимости  в процессе диссоциации указывает, что образовавшиеся ионы могут соединяться и образовывать исходные вещества и одновременно исходные ионы второй (или третьей) ступени.
Если скорость распада на ионы больше, чем скорость образования исходных ионов, процесс диссоциации смещается вправо, если меньше то влево.

Диссоциация оснований

Электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксоионы, называются основаниями.

Растворимые в воде основания называют щелочами. Как известно, кислотность оснований определяется количеством гидроксильных ионов (ОН ) в их молекуле. Количество гидроксильных групп показывает кислотность основания. Однокислотные щелочи диссоциируют одноступенчато, двукислотные щелочи двуступенчаго. Цвет индикагора также меняется под действием гидроксильного иона (ОН ).

Основания, которые в процессе диссоциации образуют как ион H⁺ так и ионы ОН , называют амфотерными гидроксидами. Амфотерные гидроксиды, взаимодействуя и с кислотами, и с основаниями, образуют соль и воду.

2OH + Zn²⁺ Zn(OH)₂  Zn(OH) + 2H⁺

Диссоциация солей

Вещества, образующие в процессе диссоциации катион металла (или аммония) и анион кислотного остатка, называются солями.

В зависимости от вида, соли диссоциируют по-разному. Нормальные, двойные и смешанные соли диссоциируют одноступенчато.

Нерастворимые в воде соли (осадки) не диссоциируют. Они могут диссоциировать только в виде расплавов.

Кислые соли диссоциируют ступенчато. Гидросоли диссоциируют двуступенчато, а дигидросоли трехступенчаго. Процесс диссоциации постепенно, поступенчато, слабеет.

Основные соли также диссоциируют ступенчато: гидроксосоли диссоциируют двуступенчато, дигидроксосоли трехступенчато.

Реакции ионного обмена

Реакции обмена, протекающие между водными растворами электролитов, в прошлых разделах мы показывали молекулярными уравнениями. В действительности же, в этих реакциях участвуют не молекулы электролитов, а их диссоциированные ионы.

Взаимодействие водных растворов электролитов называют ионными реакциями, а уравнения таких реакций ионными уравнениями. Уравнение, полученное при сокращении ионов, не участвующих в реакции, называется сокращенным ионным уравнением.

Чтобы понять условия протекания реакций ионного обмена, нужно знать их важнейшие свойства.

Свойства ионов

Вам уже известно, что ионы отличаются от атомов строением и свойствами. Некоторые ионы бесцветны, а другие имеют определенный цвет. Для каждого из них характерны специфические химические свойства.

При составлении ионных уравнений соблюдаются следующие правила:

1. Полное уравнение реакции записывается в молекулярном виде. Т.е. химические формулы участвующих в реакции исходных веществ и конечных продуктов записываются вместе с их коэффициентами.
2. Малодиссоциирующие (вода и в основном органические вещества), малорастворимые (осадок) и газообразные вещества записываются в молекулярной форме.
3. Сильные электролиты, как полностью диссоциирующие вещества, записываются в ионном виде (такие уравнения называют полным ионным уравнением).
4. Не участвующие в реакции ионы сокращаются. Уравнение, в котором указаны лишь участвующие в реакции ионы, называется сокращенным ионным уравнением.

молекулярное уравнение

полное  ионное уравнение 

сокращенное ионное уравнение

Если при реакциях заряды ионов не меняются, такие реакции называются реакциями ионного обмена.
Реакции ионного обмена протекают до конца в трех случаях:
Если образуется осадок.
BaCI₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaCI   

Ba²⁺+2CI + 2Na⁺+SO = BaSO₄↓ + 2Na⁺ + 2CI
Ba²⁺+SO =BaSO↓

Если получается слабодиссоциирующее вещество (например: вода)

H⁺+CI +Na⁺+OH = Na⁺ + Cl + H₂O
H⁺+ОН =H₂O
 

Если получается газообразное вещество.

2H⁺+2CI + 2Na⁺+S² = H2S↑ + 2Na⁺ + 2CI
2H⁺+S² =H₂S↑

Полное ионное уравнение и сокращенное ионное уравнение реакций, протекающих с участием или с образованием двух и более неэлектролитов, бывают одинаковыми.

Реакции ионного обмена используются для определения того или иного вещества или иона.

Определяемый ион	Реактив, coσι ветствующнй иону (определитель)	Признаки реакции
H+(кислота)	индикатор	Изменение цвета
Cu2+	OH- (щелочь)	Синий осадок
Fe2+	Зеленоватый осадок, принимающий со временем бурый цвет
Fe3+	Осадок бурого цвета
Zn2+	Белый осадок, при избытке ОН растворяется
Al3+	Студенистый белый осадок
Mg2+	Белый осадок
NT4+	C запахом аммиака
Cr3+	Темно-зеленый осадок
Cl–	Ag+ (AgNO3)	Белый осадок
Br–	Желтоватый осадок
l–	Газ без запаха, вызывающий помутнение известковой воды
CO	H+ (сильная кислота)	Белый осадок
SO	Ba2+	Желтый осадок
РО	Ag+	Черный осадок
S2-	Cu2+	Черный осадок
Pb2+	Черный осадок
Zn2+	Белый осадок
Cd2+	Желтый осадок
Ca2+	SO	Белый осадок
CO	Белый осадок
F–	Mg2+	Желтый осадок
ОН–	индикатор	Изменение цвета
СН3СОО–	H+ (сильная кислота)	Уксусный запах

Обменные реакции в растворах электролитов протекают только тогда, когда хотя бы одно из образованных в результате этих реакций веществ является малодиссоциирующим, или нерастворимым (осадком), или же находится в газообразном состоянии.

Сумма коэффициентов сокращенного ионного уравнения реакций, протекающих с образованием лишь одного неэлектролита (осадка или мало диссоциирующего вещества) всегда на 1 единицу бывает больше суммы ионов, образующих этот неэлектролит.

Слабые электролиты и неэлектролиты	Сумма коэффиниентов сокращенного ионного уравнения его образования
СаСО3, MgCO3, ВаСО3, CaSO4, BaSO4, PbSO4, SrSO4, ZnCO3, CuS, PbS, ZnS, CdS, AgCl, Н2О, HCOOH, CH3COOH и др.	3
Be(OH)2, Mg(OH)2, Zn(OH)2, Fe(OH)2, Cr(OH)2, Cu(OH)2, PbCl2, Mn(OH)2, MgF2 и др.	4
Al(OH)3, Fe(OH)3, Cr(OH)3, Ag3PO4 и др.	5
Ca3(PO4)2, Ba3(PO4)2 и др.	6

Следовательно, если при взаимодействии электролитов между собой не выпадает осадок, не выделяется газ и не образуются вода и органическое вещество, то такие реакции не протекают до конца. Примеры не протекающих в растворе реакций:

Na₂SO₄+Cu(NO₃)₂ →           NaNO₃ + BaCl₂→                     NaNO₃ + KOH→

Соли, находящиеся в виде осадка, не вступают в реакцию с щелочами, основания в виде осадка не вступают в реакцию с солями, соли в виде осадка не вступают в реакцию с другими солями.

Электролиз

Электролиз это окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах, если через раствор или расплав электролита пропускают постоянный электрический ток. В результате электролиза электрическая энергия превращается в химическую энергию. При пропускании через электролитический раствор или расплав постоянного электрического тока хаотическое движение ионов урегулируется, катионы (положительно заряженные ионы) движутся в сторону катода, а анионы (отрицательно заряженные ионы) в сторону анода и, теряя заряды, превращаются в нейтральные атомы или молекулы. В результате на катоде протекает процесс восстановления, а на аноде процесс окисления. В процессе электролиза между участками катода и анода существуют перегородки.

Электролизная ванна

Электролиз расплавов электролитов. Если через расплавы электролитов пропустить постоянный электрический ток, то происходит электролиз. При электролизе расплавов на катоде всегда восстанавливается катион, а на аноде окисляется анион. При электролизе расплавов любых солей, кроме солей аммония, на катоде всегда образуется металл. Рассмотрим процесс электролиза расплавленного хлорида натрия NaCl и гидроксида натрия (NaOH).

Электролиз расплава хлорида натрия

На катоде: Na⁺ + е → Na° восстановление
На аноде: Cl е → Cl° окисление
2Na⁺+2Cl 2Na+Cl₂
2NaCl 2Na + Cl₂ 

На катоде:    Na⁺ + e^– → Na⁰ восстановление
На аноде: OH^–-e^–→OH⁰ окисление
4OH⁰→2H₂O+O₂↑
4NaOH 4Na + 2H₂O + O₂

Электролиз расплава гидроксида натрия
 

Электролиз расплавов солей кислородсодержащих кислот в школьном курсе не изучается.

Г. Дэви, не зная химических свойств выделенного при электролизе металла, наполнил изготовленный из калия тигель водой. Как только вода соприкоснулась с металлом, произошел взрыв. Осколки тигеля и капли расплавленного металла попали в лицо Дэви. Он потерял правый глаз и получил глубокую рану. Рубцы, образовавшиеся на его лице во время взрыва, оставались до конца его жизни.

Электролиз водных растворов электролитов

При электролизе растворов электролитов характер происходящих на электродах электрохимических процессов зависит от природы иона, растворителя, концентрации электролита, материала, из которого изготовлен электрод, температуры, напряжения тока и других факторов. Для того, чтобы заранее определить на основе формулы солей, какие вещества будут образованы на электродах при электролизе водных растворов солей, следует знать следующие правила.

1.    При электролизе растворов солей металлов, расположенных в электрохимическом ряду напряжения металлов начиная слития, включая алюминий (Li, К., Ca, Na, Mg, Al), на катоде молекулы воды восстанавливаются с выделением водорода.
На катоде: 2H₂O + 2e → H₂↑ +2ОН

2.    При электролизе же растворов солей бескислородных кислот (НО, HBr, HI, H₂S) этих металлов кислотный остаток на аноде окисляется с получением многоатомного простого вещества, и в растворе образуется основание, т.е. масса соли уменьшается.

При электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот этих металлов (Li, Na, К, Ca, Ba, Mg, Al) вода на аноде окисляется с выделением кислорода (О₂), на катоде вода восстанавливается с выделением водорода. Масса соли не изменяется. Поскольку при электролизе растворов этих солей соль не разлагается, концентрация раствора повышается.

Na₂SO₄ +2H₂O2H₂↑ + O₂↑ + Na₂SO₄

При электролизе водных растворов щелочей LiOH, NaOH, KOH,  Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂ происходит такой же процесс. Т.е. на катоде вода восстанавливается а на аноде вода окисляется.

NaOH + 2H₂O 2H₂↑ + O₂↑+ NaOH

3.    При электролизе растворов солей металлов, расположенных в ряду напряжения металлов между алюминием и водородом (Mn, Zn1 Cr, Fe, Ni,Sn, Pb), на катоде ионы металла вместе с молекулами воды восстанавливаются с выделением металла и водорода. На аноде вода окисляется, выделяется кислород. (Электролиз растворов бескислородных солей этих металлов в школьном курсе не изучается).

4.    При электролизе растворов солей металлов, расположенных в электрохимическом ряду напряжения металлов после водорода (Cu, Hg1 Ag, Pt, Au), на катоде восстанавливаются только ионы металла с получением металла. Из этих металлов при электролизе растворов солей бескислородных кислот меди Cu на аноде кислотный остаток окисляется, получается соответствующее простое вещество. Масса воды не меняется. Следовательно, при электролизе как расплавов, так и растворов CuCh, CuBr2, CuI₂, на электродах всегда получается один и тот же продукт (на катоде металл, на аноде галоген).

5.    При электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот этих металлов (например, Cu(NO₂)₂, CuSO₄, AgNО₃, Hg(NO₃)₂) вода на аноде окисляется с выделением кислорода (O₂), в растворе образуется кислота. Значит, при элекгролизе растворов солей этих металлов соль всегда подвергается разложению, концентрация соли уменьшается.

Электролиз водного раствора CuSO₄

2CuSO₄ + 2H₂O 2Cu + O₂ ↑+2H₂SO₄
4AgNO₃ + 2H₂O4Ag + O2 ↑ + 4HNO₃

При электролизе как расплавов, так и растворов солей бескислородных кислот (НС1, HBr, HI, H₂S) на аноде кислотные остатки, окисляясь, превращаются в соответствующие простые вещества. Последовательность окисления кислогных остатков на аноде представлена в следующем виде:

При проведении электролиза раствора смеси нескольких солей, в первую очередь, на аноде выделится S, при отсутствии этого элемента l₂, при его отсутствии Вr₂, при его отсутствии С1₂, при его отсутствии О₂.

При электролизе растворов солей HF (MeF_a) на аноде ионы F не окисляются, окислению подвергаются молекулы воды. Значит, процесс окисления 2F 2e → F₂ в водном растворе не происходит. Процесс окисления возможен лишь при электролизе расплава.

При электролизе водных растворов солей кислородсодержащих кислот (HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄, Н₂СО₃ и др.) на аноде окисляется не кислотный остаток, а вода с выделением кислорода (O₂).

При электролизе растворов смеси солей различных металлов первоочередная последовательность восстановления металлов на катоде следующая:

Факторы, влияющие на процесс электролиза. Процесс электролиза связан с электропроводной способностью растворов. Способность растворов к электрической проводимости зависит, в первую очередь, от концентрации ионов. Чем больше концентрация ионов, тем сильнее электропроводность раствора. Например, среди растворов солей KCl, Ba(NO₃)₂, А1С1₃ с концентрацией в 1 моль/л (т.е. 1 М) каждой из них (при одинаковой а) наибольшая электрическая проводимость будет у А1С1₃. Это обусловлено тем, что раствор этой соли обладает как наибольшим количеством ионов, так и более высокой концентрацией.

Применение электролиза. Электролиз применяется при получении активных металлов (Na, К, Ca, Mg, Al), меди (Сu), некоторых неметаллов (Cl₂, F₂) и щелочей (NaOH, КОН). Электролизом также пользуются для покрытия поверхности металлических предметов никелем, хромом, цинком, оловом, золотом и другими стойкими против коррозии металлами.

Гидролиз

Несмотря на отсутствие ионов H⁺ и ОН в составе нормальных солей, их водные растворы показывают щелочную, кислую или нейтральную реакцию. Эта особенность водных растворов солей объясняется гидролизом hidro вода, Iizis разложение).

Реакции, протекающие с образованием слабых электролитов в результате взаимодействия ионов соли и молекул воды, называются гидролизом солей. Другими словами, гидролизом называют разложение солей под воздействием воды.

В зависимости от природы солей, они подвергаются или не подвергаются гидролизу. Если хотя бы одна из кислот или оснований, образующих соль, будет слабой, то такая соль подвергается гидролизу. Нерастворимые в воде соли гидролизу не подвергаются.

Так как гидролиз является обратимым процессом, в системе образуется динамическое равновесие. Гидролиз солей, образованных из многоосновных кислот или многокислотных оснований, протекает ступенчато. Гидролизные реакции записываются как в виде молекулярного, так и в виде ионного уравнений.

Для составления краткого ионного уравнения гидролиза следует:

• а)    написать уравнение диссоциации соли;
• Ь)    определить природу аниона и катиона (установить катион слабого основания или анион слабой кислоты);
• с)    написать полное ионное уравнение реакции (так как вода является неэлектролитом, ее формулу оставить как есть);
• d)    путем сокращения ионов, не участвующих в реакции, определить краткое ионное уравнение.

По наличию или отсутствию процесса гидролиза соли подразделяются на четыре группы:

1. Соли, образованные сильными кислотами (HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HI) и сильными основаниями (LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂).
2. Соли, образованные сильными кислотами и слабыми основаниями (Me(OH)n Me Be, Mg, Zn, Al, Cr, Fe, Cu,Hg, Ag, Mn, NH₄ и др.).
3. Соли, образованные слабыми кислотами (H₃PO₄, H₂SO₃, H₂CO₃, H₂S, H₂SiO₃, HCOOH, CH₃COOH и др.) и сильными основаниями.
4. Соли, образованные слабыми кислотами и слабыми основаниями.

Рассмотрим отдельно гидролиз группы солей, указанных выше.

1.    Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями (Na₂SO₄, K₂SO₄, Me(NO₃)_n, MeX_n,Me = Li, Na, К, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba, X Cl, Br, I) , гидролизу не подвергаются, среда протекания реакции бывает нейтральной, цвет лакмуса (фиолетовый) не меняется.

2.    Соли, образованные сильными кислотами и слабыми основаниями (Me_x(SO₄)_y; MeX_n);

X Cl, Br, I, Me Be, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Mn, NH₄, Cu

Me(NO₃)_n Me Be, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Mn, NH4, Cu, Hg, Ag подвергаются гидролизу. При гидролизе таких солей катион подвергается гидролизу (гидролиз по катиону), среда реакции бывает кислой, лакмус окрашивается в красный цвет. Если валентность катиона больше валентности аниона, на 1-ой ступени гидролиза всегда образуется основная соль. При полном гидролизе таких солей число ступеней гидролиза бывает равным числу кислотных остатков. Гидролиз солей в основном протекает на 1-ой ступени, очередные ступени бывают слабее.

Определим ступени гидролиза Al(NO₃)₃.

I. Al(NO₃)₃ + H₂O Al(OH)(NC)₃ )₂ + HNO₃ молекулярное уравнение
Al³⁺+ 3NO+ H₂O(AlOH)²⁺ + 2NO³+ H⁺+NO³ полное ионное уравнение
AP⁺+ H₂O(AlOH)²⁺ + H⁺ краткое ионное уравнение

II. Al(OH)(NO₃)₂ + H₂O Al(OH)²NO₃ + HNO₃
(AlOH)²⁺ + 2NO + H₂O (A1(OH )₂)⁺ + N0+ H⁺ + NO₃
(AlOH)²⁺ + H₂O (A1(OH )₂)⁺ + H⁺

III. Al(OH)₂NO₃ + H₂O A1(OH )₃ ↓ + HNO₃
(Al(OH)₂)⁺ + NO₃ + H₂O A1(OH )₃↓ + H⁺ + NO
A1(OH)₂)⁺+ H₂O A1(OH )3↓ + H⁺

Таким образом, гидролиз солей, образованных много кислотными основаниями, протекает ступенчато. Так как в результате скопления ионов H⁺ равновесие смещается влево, II и III ступени протекают очень слабо.

Из этого примера можно сделать такой вывод, что при гидролизе солей, образованных слабыми основаниями и сильными кислотами, гидролиз обуславливается каnионом (вот почему гидролиз таких солей называют гидролизом по катиону), среда реакции бывает кислой, лакмус окрашивается в красный цвет.

Если валентность металла и кислотного остатка равна двум, то на первой ступени гидролиза таких солей получается основная соль, число ступеней гидролиза равно валентности кислотного остатка.

I ступень. 2CuSO₄ + 2H₂O (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄
II ступень. (CuOH)₂SO₄ + 2H₂O 2Cu(OH)₂ + H₂SO₄

3. Соли, образованные сильными основаниями и слабыми кислотами (Na₃PO₃, K₃PO₄, HCOONa, HCOOK, CH₃COOK, Na₂CO₃, K₂CO₃, Na₂S, K₂S, Na₂SiO₃, K₂SiO₃ и др.), подвергаются гидролизу, при этом среда показывает щелочную реакцию, лакмус окрашивается в синий цвет. Если валентность катиона меньше валентности аниона, то гидролиз соли протекает ступенчато (гидролиз в основном протекает на 1-ой ступени). Если валентность металла меньше валентности кислотного остатка, на 1-ой ступени гидролиза всегда получается кислая соль, число гидролизных ступеней бывает равным валентности кислотного остатка.

Так как при гидролизе этих солей анион подвергается гидролизу, то такой гидролиз называют гидролизом по аниону.
I.    Na₂S + H₂O NaHS + NaOH
2Na⁺ + S^2-+ H₂ONa⁺ + HS + Na⁺ + ОН^–
S^2- + H₂O HS + ОН^–
II.    NaHS + H₂O NaOH + H₂S
Na⁺ + HS^– + H₂O  Na+ + ОН + H₂S
HS + H₂O ОН + H₂S

C увеличением концентрации скопившихся ионов ОН равновесие смещается влево. Поэтому гидролиз протекает только на 1-ой ступени.

4. Соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами ((NH₄)₂S, (NH₄)₂CO₃, HCOONH₄, CH3COONH₄, Al₂S₃, Cr₂S₃), легче подвергаются гидролизу, среда реакции в основном нейтральная, цвет лакмуса (фиолетовый) не меняется. Так как при гидролизе этого типа солей гидролиз обуславливается как катионом, так и анионом, вид гидролиза определяется как по катиону, так и по аниону. Иногда при гидролизе такого типа солей реакция среды зависит от величины константы диссоциации кислоты и основания, полученных в результате диссоциации.

Но так как константа диссоциации (1,8∙ 10^-5) гидроксида аммония (NH₄OH), образованного при гидролизе карбоната аммония (NH₄)₂CO₃), больше константы диссоциации иона НСО₃ (4,8∙ 10^-11), раствор проявляет слабое основное свойство,
(NH₄)₂CO₃+H₂O NH₄OH + NH₄HCO₃ молекулярное уравнение
NH₄+CO₃ +H₂O   NH₄OH+ HCO₃ краткое ионное уравнение

Так как гидролиз является обратимым процессом, то если исключить полученные продукты из среды реакции, т.е. при образовании нерастворимых в воде основания и кислоты, гидролиз протекает до конца.

Al₂S₃+ 6H₂O 2A1(OH)₃ ↓ + 3H₂S ↑
Cr₂S₃ +6H₂O 2Cr(OH)3 ↓ +3H₂S ↑

Факторы, влияющие на гидролиз

Влияние температуры:

Усиление гидролиза при нагревании раствора нормальной соли объясняется возрастанием диссоциации воды, являющейся эндотермическим процессом.

H₂O  H⁺ + ОН^–   △Н = +57 кДж / моль

Наоборот, при охлаждении раствора соли гидролиз ослабевает.

Влияние концентрации раствора:

При увеличении концентрации раствора соли (т.е. при добавлении одной и той же соли) гидролиз ослабевает.

Значит, для усиления гидролиза нормальной соли одновременно следует уменьшить концентрацию раствора (путем добавления воды) и увеличить температуру. Эти последовательности выражены посредством представленных графиков.

Для ослабления или предотвращения гидролиза следует добавить в раствор вещество или же той же соли, создающих среду. Если при гидролизе соли среда кислая, то при добавлении в раствор кислоты, создающей эту среду, гидролиз ослабевает. Точно так же, если среда основная, то добавлением в раствор этой же щелочи можно ослабить гидролиз. Например, для ослабления гидролиза Na₂CO₃ в раствор следует добавить создающую среду NaOH, при гидролизе AI₂(SO₄)₃ добавить создающую среду H₂SO₄ или соответствующую соль.

Растворы солей, подвергающихся гидролизу, нельзя хранить в посуде, изготовленной из амфотерных металлов (Be, Zn и Al). Потому что, независимо от того, кислая это или щелочная среда, эти металлы (Be, Zn, Al), будучи амфотерными, вступят в реакцию с веществом, создающим среду.

Водный раствор любой соли нельзя хранить в посуде, изготовленной из металла, более активного по сравнению с ее катионом. Потому что металл, из которого изготовлена посуда, вытеснит катион соли.

В ряду электрохимической напряженности металлов начиная с Mg, каждый металл вытесняет следующие после него металлы из водного раствора их солей. Щелочные (Li, Na, К) и щелочноземельные металлы (Ca, Sr, Ba) не вытесняют ни один металл из водного раствора их солей, так как они, в первую очередь, вступая в реакцию с водой, выделяют Н₂.

Степень гидролиза. Для количественной характеристики гидролиза солей используют понятие степень гидролиза (α_г).

Степень гидролиза (α_г) равна отношению числа подвергнутых гидролизу молекул (n_г) к их исходному числу (N_г), то есть:
 или  

По мере повышения температуры степень гидролиза возрастает. Причиной этого является усиление диссоциации воды под действием температуры. Если в кислую среду, образованную в результате гидролиза, добавить кислоту, а в основную среду добавить щелочь, степень гидролиза уменьшится.

Гидратная теория

Представления о процессе электролитической диссоциации в дальнейшем были развиты в трудах русских ученых Ивана Алексеевича Каблукова и Владимира Александровича Кистяковского. Чтобы понять сущность представлений этих ученых, хотя бы вкратце рассмотрим явления, которые происходят при растворении веществ в воде.

При растворении в воде твердого гидроксида калия KOH или концентрированной серной кислоты H₂SO₄ происходит явление сильного разогревания. Необходимо осторожно растворять серную кислоту, так как из-за повышения температуры часть воды испаряется и под давлением пара может выбросить кислоту из сосуда. Чтобы этого избежать, серную кислоту тонкой струей наливают в воду (но не наоборот) при постоянном помешивании.

Если растворять аммонийную селитру (нитрат аммония) (NH₄NO₃) в тонкостенном стакане, поставленном на мокрую дощечку, то наблюдается столь сильное охлаждение, что стакан даже примерзает к ней. Почему при растворении веществ в воде в одних случаях наблюдается процесс разогревания, а в других охлаждения? При растворении твердых веществ происходит явление разрушения их кристаллических решеток и распределения образующихся частиц между молекулами растворителя. При этом необходимая энергия поглощается извне. Значит, разрушение кристаллических решеток твердых веществ (солей, щелочей) при их растворении в воде эндотермический процесс. Почему же при растворении некоторых веществ раствор разогревается?

Как вам известно, выделение теплоты это один из признаков химической реакции. Следовательно, при растворении происходит и химическая реакция. Например, молекулы серной кислоты реагируют с молекулами воды и образуются соединения состава H₂SO₄ ∙ Н₂О (моногидрат серной кислоты) и H₂SO₄∙ 2Н₂О (дигидрат серной кислоты). Иными словами, молекула серной кислоты присоединяет одну или две молекулы воды. Взаимодействие молекул серной кислоты с молекулами воды относится к реакциям гидратации, а вещества, которые при этом образуются, называются гидратами. Процесс же гидратации является экзотермическим.

При растворении твердых веществ (солей, щелочей и др.) в воде происходят как физический, так и химический процессы. Если энергии гидратации бывает больше энергии, которая гратится на разрушение кристаллической решетки вещества, то растворение сопровождается разогреванием, если наоборот охлаждением. Следовательно, растворение – это физико-химический процесс. Такое объяснение процесса растворения и природы растворов впервые было теоретически обосновано великим русским ученым Д.И.Менделеевым, и им была разработана гидратная теория растворов.

При выпаривании раствора вещество (щелочи, соли) обычно выделяется в виде кристаллов, содержащих химически связанную воду. Например, если к сульфату меди (II) (порошок белого цвета) прилить воду, то происходит процесс разогревания и получается раствор голубого цвета. При выпаривании воды выделяется кристаллическое вещество голубого цвета медный купорос, имеющий состав CuSO₄∙ 5Н₂О.

При прокаливании медного купороса (кристаллогидрат сульфата меди(II) происходит выделение (дегидратация) воды.

Кристаллические вещества, в состав которых входит химически связанная вода, называются кристаллогидратами, а воду, входящую в состав кристаллов, называют кристаллизационной водой.

Кристаллогидраты	Гидраты
FeSO4∙ 7H2O железный купороса SO4∙  2Н2О природный гипс Na2CO3 ∙ 10H2O кристаллическая сода Na2SO4 ∙ 10H2O глауберова соль MgSO4  ∙ 7H2O горькая соль CuSO4 ∙ 5H2O  медный купорос (синий камень)	H2SO4∙ H2O H2SO4∙ 2H2O

При изучении процессов гидратации нужно выяснить вопрос: с какими частицами вода вступает в реакцию?

И.А.Каблуков и В.А. Кистяковский независимо друг от друга предположили, что с молекулами воды реагируют ионы электролитов, то есть происходит гидратация ионов. Эта идея в дальнейшем подтвердилась. Так, например, было выяснено, что безводные ионы Cu²⁺ и SO бесцветны так же, как и безводный сульфат меди (II). Однако при растворении сульфата меди (II) в воде происходит процесс гидратации ионов. При выпаривании этого раствора образуются кристаллы. В узлах их кристаллических решеток находятся гидратированные ионы меди Cu(Н₂O) с голубой окраской и бесцветные гидратированные сульфат-ионы (SO₄ ^. Н₂О)². Оба иона образуют кристаллы медного купроса CuSO₄^.  5Н₂О.

Установлено также, что при диссоциации молекул кислот получаются не свободные ионы водорода, а их гидраты – ионы гидроксония (Н₃О⁺) или оксоний.

НNO₃+nН₂O H₃O⁺ + NO∙(n-1)H₂O

В краткой форме H⁺ + H₂O → H₃O⁺

Растворение галогеноводородов, щелочей, концентрированных HNO₃ и H₂SO₄ является экзотермическим, а растворение большинства солей эндотермическим процессом.
В водном растворе всех неорганических кислот, кроме H2SiO3, всегда присутствует ион гидроксония.

Поскольку в большинстве случаев число молекул воды, присоединенных в растворе к иону, неизвестно, уравнения процессов электролитической диссоциации в краткой форме можно записать так:
NaOHNa⁺ + ОН

NaCl Na⁺ + Cl

Na₃PO₄ 3Na⁺ + PO

HNO₃ H⁺ + NO

H₂SO₄ H⁺ + HSO

HSO₄ H⁺ + SO

Теория электролитической диссоциаци

Электролиты и неэлектролиты:

Проводит ли раствор поваренной соли электрический ток? А раствор сахара?

Вы хорошо знаете, что металлы обладают свойством проводить электрический ток. Проводят ли электрический ток другие вещества? Об этом мы узнаем из следующего опыта.

Соберем прибор, показанный на рис. 14, поместим его электроды в поваренную соль и подключим к сети постоянного электрического тока. Лампочка не загорается.

При опускании электродов в дистиллированную воду лампочка также не загорается. Следовательно, твердая поваренная соль и дистиллированная вода не пропускают электрический ток.

Теперь опустим электроды в водный раствор поваренной соли. Лампочка загорается. Следовательно, водный раствор поваренной соли проводит электрический ток.

Таким способом можно проверить электрическую проводимость любого вещества.

В зависимости от проводимости или непроводимости электрического тока все вещества подразделяются на две группы: электролиты и неэлектролиты.

• Вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. К электролитам относятся кислоты, щелочи и соли,
• Вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

К неэлектролитам относятся вещества с неполярной ковалентной связью, метан, диоксид углерода, сахар, спирты и дистиллированная вода.

Электролиты проводят электрический ток только в растворенном в воде или расплавленном состоянии. В кристаллическом состоянии они плохо проводят или вообще не проводят электрический ток.

Элементы знаний, умений и навыков: электролиты, неэлектролиты, умение определять электропроводимость различных веществ.

Почему электролиты проводят электрический ток только в водном растворе или в расплаве

Почему водные растворы или расплавы электролитов проводят электрический ток, а водные растворы неэлектролитов не пропускают его?

На этот вопрос дал ответ в 1887 г. шведский ученый С. Аррениус, создавший теорию электролитической диссоциации. За научные исследования в области электролитов С. Аррениус в 1903 г. был удостоен Нобелевской премии.

Согласно этой теории, все электролиты — соли, кислоты, а также щелочи — при растворении в воде или в расплаве разделяются на ионы. Например:

Ионы — это положительно заряженные (катионы) или отрицательно заряженные (анионы) частицы. Частицы могут быть представлены также одним или группой из нескольких атомов. Однако атомы и ионы резко отличаются друг от друга. Так, натрий, обладая едким свойством, является сильным восстановителем, хлор, будучи сильным ядом, является окислителем. А поваренная соль, состоящая из ионов натрия и хлора, вам хорошо известна (табл. 18).
Таблица 18

Электронное строение атомов и ионов натрия и хлора

Распад на ионы соединений с ионной связью при образовании водных растворов называется диссоциацией. Этот процесс можно объяснить следующим образом. Вы уже знаете, что поваренная соль в твердом состоянии не пропускает электрический ток. При растворении в воде она разделяется на ионы, так как:

1. кристаллы поваренной соли представляют собой соединения с ионной связью и в узлах их кристаллической решетки расположены ионы (см. рис. 15);
2.  молекула воды образована за счет полярной ковалентной связи и имеет строение, показанное на рис. 16;
3. поваренная соль при растворении в воде диссоциирует по схеме, показанной на рис. 17.

Таким образом, при растворении в воде кристаллы поваренной соли под воздействием поляризованных молекул воды образуют гидра-тированные ионы.

Атомы водорода и металлов превращаются в катионы, отдавая электроны, а атомы аммиака — присоединяя протоны за счет электронной пары, не участвующей в образований химической связи ().

Кислотные остатки и гидроксильные группы являются анионами. В электрическом поле движение ионов происходит следующим образом (см. рис. 18).

Положительно заряженные ионы притягиваются катодом. Поэтому их называют катионами.

Отрицательно заряженные ионы притягиваются анодом, поэтому их называют анионами.

Соли и щелочи при плавлении также делятся на ионы за счет усиления колебательных движений частиц, приводящих к ослаблению связей между ними.

Кислоты представляют собой сильно поляризованные молекулы и при растворении в воде тоже распадаются на ионы, но этот процесс происходит у них иначе, чем у солей и щелочей:

При растворении хлорида водорода в воде атом водорода отдает электрон и переходит в молекулу воды. В результате образуется ион хлора с одним лишним электроном и ион Н30+ (гидроксония) с одним присоединенным протоном (ядро атома водорода). Следовательно, при растворении в воде НС1, и других кислот образуется ион  (гидроксоний). Ион гидроксония образует ионы воды и водорода:

Изучая донорно-акцепторную связь, вы узнали, что — вещество, образованное посредством донорно-акцепторной связи.

Уравнение диссоциации кислот обычно записывают в более кратком виде.

Элементы знаний, умений и навыков: элекролитическая диссоциация, теория электролитической диссоциации, катионы, анионы, ионы, ионная кристаллическая решетка, гидроксоний.

Диссоциация кислот, щелочей и солей

При диссоциации каких веществ образуются только ионы водорода?

Кислоты

Все кислоты, растворимые в воде, диссоциируют. При их диссоциации образуются ионы водорода и кислотный остаток:

Диссоциация многоосновных кислот протекает в несколько этапов:

Общие свойства кислот — кислый вкус, изменение цвета индикатора, способность вступать в реакцию с основаниями, основными оксидами и солями — объясняются образованием ионов водорода при их диссоциации. Исходя из этого можно дать следующее определение кислотам.

— Кислотами называются сложные вещества, при диссоциации которых в качестве катиона образуются только ионы водорода.

Основания

При диссоциации всех водорастворимых оснований выделяются катионы металла (ион гидроксида аммония ) и анионы гидроксида ():

Все свойства, присущие водорастворимым основаниям — изменение цвета индикатора, способность вступать в реакцию с кислотами, кислотными оксидами и солями,— зависят от ионов , образующихся при их диссоциации.

— Основаниями называются сложные вещества, при диссоциации которых в качестве аниона образуются только ионы гидроксида ().

Соли

При диссоциации солей образуются катионы металла (в аммониевых солях катион ) и анионы кислотного остатка:

Кислые соли диссоциируют, помимо ионов металла, на ионы водорода:

При диссоциации солей не образуются общие для всех солей ионы, поэтому они не имеют общих свойств.

—    Солями называются сложные вещества, при диссоциации которых наряду с катионами металла образуются анионы кислотного остатка (а в кислых солях и катионы водорода).

Элементы знаний, умений и навыков: кислоты, щелочи и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Многостадийная диссоциация.

Сильные и слабые электролиты

Почему уксусная кислота считается слабым электролитом?

—    Отношение числа диссоциированных молекул к исходному числу растворенных молекул называется степенью диссоциации электролита, которая обозначается буквой а:

Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах.

Если степень диссоциации равна 0,5, то это значит, что каждая из двух молекул распалась на ионы. Если а — 1, то на ионы распались все молекулы. При выражении степени диссоциации в процентах ее значение определяется так: если из ста молекул распались на ионы 85, то а будет равна 85%. Степень диссоциации зависит от природы растворенного электролита и растворителя, концентрации раствора, температуры среды. Поэтому вместе со степенью диссоциации указываются концентрация раствора и температура. Например, степень диссоциации 0,05 М серной кислоты при 18°С составляет 58 %.

— Электролиты с относительно высокой степенью диссоциации называются сильными.

Они практически полностью диссоциируют в растворах любой концентрации. Большинство солей (), кислот () и щелочей () считаются сильными электролитами.

— Электролиты, степень диссоциации которых низка даже в разбавленных растворах, называются слабыми.

Все органические и некоторые неорганические кислоты (H2C03, НС10, H,S, HN02, H2C03, H2Si03, НС102 и др.), гидроксид аммония, нерастворимые гидроксиды металлов, вода считаются слабыми электролитами.

Таблица 19

Характер кислот

На основе общих формул кислородсодержащих кислот можно определить их характер. При n < 2 кислота считается слабой, при n2 — сильной. Характер кислот в зависимости от числа атомов кислорода, не входящих в состав  группы, представлен в табл. 19.

Сравнение характера электролитов по степени их диссоциации приемлемо только для растворов с одинаковой концентрацией, в остальных случаях этот способ неудобен. Поэтому для сопоставления характера слабых электролитов используется константа диссоциации.

В водных растворах слабые электролиты диссоциируют частично, так как в растворе между молекулами и ионами слабого электролита возникает равновесие. Например,

Отношение произведения равновесных концентраций ионов Н+ и  k концентрации уксусной кислоты является константой диссоциации уксусной кислоты:

где К — константа диссоциации,

[Н+] — молярная концентрация ионов водорода,

— молярная концентрация ионов ацетата,

— концентрация молекул уксусной кислоты.

Константа диссоциации электролита зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Последняя служит количественной характеристикой диссоциации соединений. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее диссоциирует электролит.

Ионообменные реакции

Какие индикаторы используются для определения среды раствора?

Что такое индикатор?

Реакции, протекающие в водных растворах электролитов, называются ионообменными, так как осуществляются с участием ионов, которые образуются при диссоциации электролита (табл. 20).

Уравнения ионообменных реакций составляются путем записи ионных формул диссоциировавшего сильного электролита, молекулярных формул слабых электролитов, не растворимых в воде осадков, а также выделившихся газообразных веществ.

Ионообменные реакции подразделяются на три группы.

Реакции нейтрализации

Вы знаете, что индикаторы изменяют свою окраску в зависимости от среды раствора (рис. 19).

Например, прильем к кислотному раствору (красного цвета) с лакмусовой добавкой немного щелочи. При этом окраска раствора станет фиолетовой. Это объясняется тем, что среда раствора стала нейтральной:

Запишем уравнение в ионном виде (вода очень слабый электролит и почти не распадается на ионы):

Сокращенное ионное уравнение реакции:

Следовательно, сущность реакции нейтрализации состоит в том, что при связывании ионов Н+, создающих кислотную среду, с ионами , создающими щелочную среду, образуется вода.

Реакции, протекающие с образованием не растворимого в воде осадка

Реакции, протекающие с образованием не растворимого в воде осадка, идут до конца. Например,

Образовавшийся в результате этой реакции сульфат бария не растворяется в воде, не делится на ионы.

Уравнение реакции в ионном виде:

Ионы бария и сульфата, образовавшиеся при диссоциации электролита, связываясь друг с другом, образуют осадок (). Запишем сокращенное ионное уравнение реакции:

Составьте уравнение реакций между растворами . Обратите внимание на их ионное уравнение.

Реакции, протекающие с образованием газообразного вещества

Реакции, протекающие с образованием газообразного вещества, также идут до конца. Например,

Запишем уравнение реакции в ионном виде:

Сокращенное ионное уравнение реакции:

Следовательно, сущность этой реакции состоит в том, что при связывании ионов образуется нерастворимое в воде газообразное вещество (табл. 20).

Составьте уравнения реакций между растворами хлорида аммония и едкого натра в молекулярном, ионном и кратком ионном виде. Сравните сокращенное ионное уравнение с сокращенным ионным уравнением предыдущей реакции.
 

Таблица 20

Характерные свойства ионов

Элементы знаний, умений и навыков: характерные свойства ионов, условия протекания до конца реакций между растворами электролитов.

Гидролиз солей

Происходят ли химические реакции при растворении солей в воде?

Чистая вода является очень слабым электролитом, ее степень диссоциации равна  Но тем не менее она незначительно, но делится на ионы: . Концентрации ионов в чистой воде одинаковы: . При этом среда, содержащая равные количества ионов , является нейтральной, среда с избыточным количеством ионов Н+ — кислотной, а среда с избыточным количеством ионов — щелочной.

Водные растворы отдельных солей изменяют цвет индикатора, что свидетельствует о том, что произошла химическая реакция (табл. 21).

Таблица 21

Отношение отдельных солей к индикаторам

При изучении ионообменных реакций вы узнали, почему реакции растворов электролитов идут до конца и при связывании ионов в растворе образуются недиссоциирующие вещества. Рассмотрим, чем обусловлены изменения, указанные в табл. 21.

1.    Водный раствор соли нитрата калия не изменяет цвет индикатора:

Ион калия К+ образует с ионом, возникшим в незначительном количестве при диссоциации воды, соединение КОН. Будучи сильным электролитом, КОН полностью распадается на ионы: Вещество , образованное в результате связывания ионов и Н+, также является сильным электролитом и разделяется на ионы:

Следовательно, среда водных растворов солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой, является нейтральной. То есть такие соли не гидролизуются.

— Слово “гидролиз” (от грен.”gidro” — вода, “lizis” — отделение) означает разделение.

2.    Соль нитрат алюминия является продуктом взаимодействия слабого основания и сильной кислоты. Такие соли гидролизуются. О гидролизе соли нитрата алюминия можно судить по изменению цвета индикатора:

Ионы , образующиеся при диссоциации воды, связываясь с ионом , образуют недиссоциирующий ион . В результате в растворе наблюдается избыток ионов Н+ , что создает кислотную среду.

В этом процессе ион  превращается в ион , а , связываясь с еще одним ионом , превращается в ион . Процесс продолжается, и накапливающиеся в растворе ионы Н+ останавливают диссоциацию воды и, следовательно, образование А1(ОН)г Для завершения процесса необходимо избавляться от избыточных ионов Н+.

—    Среда водных растворов солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, является кислотной.

3.    Соль карбонат натрия является продуктом взаимодействия сильного основания и слабой кислоты. В водных растворах таких солей также происходит химический процесс. О гом, что среда является щелочной, можно узнать по изменению цвета индикатора (см.табл. 21).

При растворении в воде солей, образованных сильными основанием и слабой кислотой

анион слабой кислоты связывается с ионом Н+, возникшим при диссоциации воды, и образует недиссоциирующий ион . Ион связывая очередной ион Н+, должен образовать . Однако этого не происходит, так как ионы в растворе препятствуют диссоциации очередной молекулы воды. Для завершения процесса гидролиза необходимо избавляться от избыточных ионов .

—    Среда водных растворов солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, является щелочной.

4.    Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, полностью гидролизуются с образованием слабого основания и слабой кислоты:

Среда же раствора определяется относительной силой образовавшихся основания и кислоты. Следовательно, если сильнее основание, среда слабощелочная, если сильнее кислота, среда слабокислотная, если же силы основания и кислоты равны, среда будет нейтральной.

• Реакции между солями и водой называются гидролитическими.
• Образование слабого электролита в результате взаимодействия ионов, возникших при диссоциации соли, с водой называется гидролизом.

Элементы знаний, умений и навыков: нейтральная среда, кислотная среда, щелочная среда, гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой, гидролиз, слабокислотная и слабощелочная среда.

Влияние различных факторов на гидролиз солей

Какое влияние оказывает повышение температуры на гидролиз солей?

Гидролиз солей зависит от природы солей, концентрации раствора и температуры. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются полностью. С повышением температуры процесс гидролиза солей усиливается, так как равновесие ионов Н+ и в молекуле воды смещается вправо. Иногда гидролиз солей, не происходящий при обычных условиях, при высокой температуре протекает в несколько стадий. Например, гидролиз соли происходит в три стадии, тогда как в обычных условиях гидролиз этой соли осуществляется только на первой стадии:

Однако при кипячении раствора осуществляется и вторая стадия гидролиза:

Если нагревание продолжить, происходит и третья стадия этого процесса:

Степень гидролиза повышается при разбавлении растворов. Это можно наблюдать на примере гидролиза соли :

Если раствор соли разбавить водой, равновесие реакции сместится вправо и в осадок выпадет  (или антимонил хлорид — SbOCl).

Таким образом, для ослабления процесса гидролиза в растворах необходимо сохранять низкую температуру и высокую концентрацию растворов. Кроме того, гидролиз солей можно предупредить путем обеспечения кислотной среды в растворах солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, и щелочной среды в растворах солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием.

Пример №1

Сколько граммов сульфата бария выпадет в осадок, если смешать 104 г 5%-ного раствора хлорида бария и 71 г 10%-ного раствора сульфата натрия?

Решение:

1) найдем массу и количество вещества хлорида бария в растворе:

2)    найдем массу и количество вещества сульфата натрия в растворе:

3)    запишем уравнение реакции взаимодействия растворов и  и продолжим вычисления:

В соответствии с уравнением реакции 1 моль хлорида бария реагирует с 1 молем сульфата натрия, в результате чего выпадает 1 моль осадка сульфата бария. Молярные соотношения веществ, указанных в условиях задачи, следующие: 0,025 моля , 0,05 моля . Следовательно, в реакции участвует 0,025 моля сульфата натрия, а 0,025 моля остаются в излишке. А в результате реакции выпадают в осадок 0,025 моля .

Ответ: образуется 5,825 г осадка.

Пример №2

104 г 5 % -ного раствора хлорида бария смешали с 71 г 10 %-ного раствора сульфата натрия. Сколько граммов сульфата бария выпало в осадок?

Решение. 1. Найдем массу и количество вещества хлорида бария в растворе:

2. Теперь найдем массу и количество вещества сульфата натрия в растворе: 

3, Запишем уравнения реакции взаимодействия и продолжим вычисления:

Согласно уравнению реакции, при взаимодействии 1 моля хлорида бария с 1 молем сульфата натрия в осадок выпадает 1 моль сульфата бария. Молярные соотношения веществ, данные в условии, следующие: 0,025 моля , 0,05 моля . Значит, в реакции участвует 0,025 моля сульфата натрия, а 0,025 моля остаются в излишке. В результате реакции образуется 0,025 моля осадка

= 233  · 0,025 = 5,825 г.

Ответ: образуется 5,825 г осадка.

Пример №3

Внимательно рассмотрите табл.7. Для определения иона, содержащегося в растворе, воспользуйтесь необходимыми реактивами и запишите молекулярное, ионное и краткое ионное уравнения происходящего процесса. Например, для определения иона необходим ион  В результате выпадает синий осадок

Вы также можете подобрать необходимые реактивы для определения четырех произвольных ионов и записать уравнения протекающих реакций.

Пример №4

Воздействуя на раствор хлорида железа(III) раствором карбоната калия, невозможно получить карбонат железа(III). Почему?

Решение. 1. Хлорид железа(III) – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой: .

2. Карбонат калия – соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой: .

3. — соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой. Водный раствор этой соли полностью гидролизуется. Значит, в растворе не содержится соль 

Пример №5

К 50 г 10,6 %-ного раствора карбоната натрия добавили избыточное количество раствора сульфата алюминия. Объясните происшедший процесс. Какой газ и в каком объеме (н.у.) выделился при этом?

Решение. 1. Найдем массу чистой соли  в 50 г 10,6 %-ного раствора карбоната натрия: = 50 · 0,106 = 5,3 г.

2. Запишем уравнения химической реакции

Ответ: образуется 1,12 л

Объясним ионообменные реакции между солями, взятыми для реакции:

a) — соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой 

В растворе соли имеется катион натрия и анион карбоната: 

В растворе еще есть вода. Вода — очень слабый электролит:

б).  – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой:

Содержащаяся в растворе вода, хотя и незначительно, диссоциирует на ионы ;

в) при добавлении к раствору карбоната натрия раствора сульфата алюминия между указанными выше ионами происходит химический процесс:

Значит, в результате ионообменной реакции образуются осадок гидроксида алюминия и углекислый газ.