Гидросульфат рубидия и хлорид бария ионное уравнение

— выбраны вещества, и записано уравнение окислительно-восстановительной реакции;

Please wait.

We are checking your browser. gomolog.ru

Why do I have to complete a CAPTCHA?

Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.

What can I do to prevent this in the future?

If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.

If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.

Another way to prevent getting this page in the future is to use Privacy Pass. You may need to download version 2.0 now from the Chrome Web Store.

Cloudflare Ray ID: 6de37417eda516bb • Your IP : 85.95.188.35 • Performance & security by Cloudflare

Пособие-репетитор по химии

ЗАНЯТИЕ 9
10-й класс (первый год обучения)

Продолжение. Начало см. в № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9/2006

Теория электролитической диссоциации.
Реакции ионного обмена

План

1. Электролиты и неэлектролиты.

2. Теория электролитической диссоциации (ТЭД) С.А.Аррениуса.

3. Механизм электролитической диссоциации электролитов с ионной и ковалентной полярной связью.

4. Степень диссоциации.

5. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли с точки зрения ТЭД.

6. Значение электролитов для живых организмов.

7. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Среды водных растворов электролитов. Индикаторы.

8. Реакции ионного обмена и условия их протекания.

По способности проводить электрический ток в водном растворе или расплаве все вещества можно разделить на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты – это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток; в электролитах (кислоты, соли, щелочи) имеются ионные или полярные ковалентные связи.

Неэлектролиты – это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток; в молекулах неэлектролитов (органические вещества, газы, вода) связи ковалентные неполярные или малополярные.

Для объяснения электропроводности растворов и расплавов электролитов Аррениус в 1887 г. создал теорию электролитической диссоциации, основные положения которой звучат следующим образом.

1. Молекулы электролитов в растворе или расплаве подвергаются диссоциации (распадаются на ионы). Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией. Ионы – это частицы, имеющие заряд. Положительно заряженные ионы – катионы, отрицательно заряженные – анионы. Свойства ионов отличаются от свойств соответствующих нейтральных атомов, что объясняется разным электронным строением этих частиц.

2. В растворе или расплаве ионы движутся хаотически. Однако при пропускании через раствор или расплав электрического тока движение ионов становится упорядоченным: катионы движутся к катоду (отрицательно заряженному электроду), а анионы – к аноду (положительно заряженному электроду).

3. Диссоциация – обратимый процесс. Одновременно с диссоциацией идет ассоциация – процесс образования молекул из ионов.

4. Общая сумма зарядов катионов в растворе или расплаве равна общей сумме зарядов анионов и противоположна по знаку; раствор в целом электронейтрален.

Главной причиной диссоциации в растворах с полярным растворителем является сольватация ионов (в случае водных растворов – гидратация). Диссоциация ионных соединений в водном растворе протекает полностью (KCl, LiNO₃, Ba(OH)₂ и др.). Электролиты с полярной ковалентной связью могут диссоциировать частично или полностью в зависимости от величины полярности связи (H₂SO₄, HNO₃, HI и др.). В водном растворе образуются гидратированные ионы, но для простоты записи в уравнениях изображаются ионы без молекул воды:

Одни электролиты диссоциируют полностью, другие – частично. Для характеристики диссоциации вводится понятие степень электролитической диссоциации . Величина показывает отношение числа диссоциировавших молекул n к числу растворенных молекул N электролита в растворе:

= n/N.

Степень диссоциации увеличивается при разбавлении раствора и при повышении температуры раствора. В зависимости от степени диссоциации электролиты делятся на сильные, средней силы и слабые. Сильные электролиты практически полностью диссоциируют в растворе, их степень диссоциации больше 30% и стремится к 100%. К средним электролитам относятся электролиты, степень диссоциации которых колеблется в пределах от 3% до 30%. Степень диссоциации слабых электролитов меньше 3%. К сильным электролитам относятся соли, сильные кислоты, щелочи. К слабым – слабые кислоты, нерастворимые основания, гидроксид аммония, вода.

С точки зрения теории электролитической диссоциации можно дать определения веществам разных классов.

Кислоты – это электролиты, образующие при диссоциации катионы водорода и анионы кислотного остатка. Число ступеней диссоциации зависит от основности кислоты, например:

HCl H + + Cl – ,

H₂CO₃ H + + HCO₃ – 2H + + CO₃ 2– .

Основания – это электролиты, диссоциирующие на катионы металла и анионы гидроксигрупп. Число ступеней диссоциации зависит от кислотности основания, например:

NaOH Na + + 2OH – ,

Ca(OH)₂ CaOH + + OH – Ca 2+ + 2OH – .

Амфотерные гидроксиды – это слабые электролиты, которые при диссоциации образуют как катионы водорода, так и анионы гидроксигруппы, например:

Zn(OH)₂ ZnOH + + OH – Zn 2+ + 2OH – ,

H₂ZnO₂ H + + HZnO₂ – 2H + + ZnO₂ 2– .

Средние соли – это электролиты, диссоциирующие на катионы металла и анионы кислотного остатка, например:

Na₂SO₄ 2Na + + SO₄ 2– .

Кислые соли – это электролиты, диссоциирующие на катионы металла и сложные анионы, в состав которых входят атомы водорода и кислотный остаток, например:

NaНСO₃ Na + + НСO₃ – .

Основные соли – это электролиты, диссоциирующие на анионы кислотного остатка и сложные катионы, состоящие из атомов металла и гидроксигрупп, например:

Сu(OН)Сl CuОН + + Сl – .

Комплексные соли – это электролиты, образующие при диссоциации сложные комплексные ионы, которые довольно устойчивы в водных растворах, например:

K₃[Fe(CN)₆] 3K + + [Fe(CN)₆] 3– .

Электролиты являются составной частью жидкостей и тканей живых организмов. Для нормального протекания физиологических и биохимических процессов необходимы катионы натрия, калия, кальция, магния, водорода, анионы хлора, сульфат-ионы, гидрокарбонат-ионы, гидроксид-ионы и др. Концентрации этих ионов в организме человека различны. Так, например, концентрации ионов натрия и хлора весьма значительны и ежедневно пополняются. Концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов очень малы, но играют большую роль в жизненных процессах, способствуя нормальному функционированию ферментов, обмену веществ, перевариванию пищи и т.д.

Вода является слабым амфотерным электролитом. Уравнение диссоциации воды имеет вид:

Н₂O Н + + ОН –

2Н₂O Н₃О + + ОН – .

Концентрация протонов и гидроксид-ионов в воде одинакова и составляет 10 –7 моль/л при 25 °С.

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов называется ионным произведением воды и при 25 °С составляет 10 –14 .

Среду любого водного раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов Н + или ОН – . Различают нейтральную, кислую и щелочную среды растворов.

В нейтральной среде раствора:

[H + ] = [OH – ] = 10 –7 моль/л,

в кислой среде раствора:

[H + ] > [OH – ], т.е. [H + ] > 10 –7 моль/л,

в щелочной среде раствора:

[OH – ] > [H + ], т.е. [OH – ] > 10 –7 моль/л.

Для характеристики среды раствора удобно пользоваться водородным показателем рН (табл. 1, см. с. 14). Водородный показатель – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:

Водородный показатель для различных сред растворов

В кислой среде раствора рН 7. Чем меньше рН, тем больше кислотность раствора. При значениях рН > 7 говорят о щелочности раствора.

Существуют различные методы определения рН раствора. Качественно характер среды раствора определяют с помощью индикаторов. Индикаторы – вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды раствора. На практике чаще всего применяют лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин и универсальный индикатор (табл. 2).

Окраска индикаторов в различных средах растворов

Водородный показатель имеет очень важное значение для медицины, его отклонение от нормальных величин даже на 0,01 единицы свидетельствует о патологических процессах в организме. При нормальной кислотности желудочный сок имеет рН = 1,7; кровь человека имеет рН = 7,4;
слюна – рН = 6,9.

Реакции ионного обмена и условия их протекания

Поскольку молекулы электролитов в растворах распадаются на ионы, то и реакции в растворах электролитов протекают между ионами. Реакции ионного обмена – это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов. Сущность таких реакций заключается в связывании ионов путем образования слабого электролита. Другими словами, реакция ионного обмена имеет смысл и протекает практически до конца, если в результате нее образуются слабые электролиты (осадок, газ, Н₂О и др.). Если в растворе нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием слабого электролита, то реакция обратима; уравнения таких реакций обмена не пишут.

При записи реакций ионного обмена используют молекулярную, полную ионную и сокращенную ионную формы. Пример записи реакции ионного обмена в трех формах:

K₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄ + 2KCl,

2K + + SO₄ 2– + Ba 2+ + 2Cl – = BaSO₄ + 2K + + 2Cl – ,

Ba 2+ + SO₄ 2– = BaSO₄.

Правила составления уравнений ионных реакций

1. Формулы слабых электролитов записывают в молекулярном виде, сильных – в ионном.

2. Для реакции берут растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества в случае реагентов записывают в виде ионов.

3. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.

4. Сумма зарядов ионов в левой части уравнения должна быть равна сумме зарядов ионов в правой части.

Тест по теме
«Теория электролитической диссоциации.
Реакции ионного обмена»

1. Реакция, которая происходит при растворении гидроксида магния в серной кислоте, описывается сокращенным ионным уравнением:

2. В четырех сосудах содержится по одному литру 1М растворов перечисленных ниже веществ. В каком растворе содержится больше всего ионов?

а) Сульфат калия; б) гидроксид калия;

в) фосфорная кислота; г) этиловый спирт.

3. Степень диссоциации не зависит от:

а) объема раствора; б) природы электролита;

в) растворителя; г) концентрации.

4. Сокращенное ионное уравнение

а) хлорида алюминия с водой;

б) хлорида алюминия с гидроксидом калия;

в) алюминия с водой;

г) алюминия с гидроксидом калия.

5. Электролит, который не диссоциирует ступенчато, – это:

а) гидроксид магния; б) фосфорная кислота;

в) гидроксид калия; г) сульфат натрия.

6. Слабым электролитом является:

а) гидроксид бария;

б) гидроксид алюминия;

в) плавиковая кислота;

г) йодоводородная кислота.

7. Сумма коэффициентов в кратком ионном уравнении взаимодействия баритовой воды и углекислого газа равна:

а) 6; б) 4; в) 7; г) 8.

8. В растворе не могут находиться следующие пары веществ:

а) хлорид меди и гидроксид натрия;

б) хлорид калия и гидроксид натрия;

в) соляная кислота и гидроксид натрия;

г) серная кислота и хлорид бария.

9. Вещество, добавление которого к воде не изменит ее электропроводности, – это:

а) уксусная кислота; б) хлорид серебра;

в) серная кислота; г) хлорид калия.

10. Как будет выглядеть график зависимости накала электрической лампочки, включенной в цепь, от времени, если электроды погружены в раствор известковой воды, через который длительное время пропускают углекислый газ?

а) Линейное возрастание;

б) линейное убывание;

в) сначала убывание, затем возрастание;

г) сначала возрастание, затем убывание.

Задачи, связанные с понятием
«степень электролитической диссоциации»

1. В 1 л 10 –3 М раствора бинарного электролита AB содержится 6,041•10 20 недиссоциированных молекул и ионов. Определить степень диссоциации a данного электролита.

АВ А + + В – .

В исходном растворе в предположении, что сначала нет диссоциации:

В растворе после диссоциации:

[AB] = c_M – c_M•,

[А + ] = c_M•, [В – ] = c_M•.

Суммарная концентрация молекул и ионов такова:

c_M – c_M• + c_M• + c_M• = c_M + c_M• = c_M(1 + ).

Молярная концентрация: с = /V.

Отсюда (исх.) = V•c = 1•10 –3 = 10 –3 моль.

Пусть N(исх.) – число молекул в исходном растворе до диссоциации:

N(исх.) = (исх.)•N_A = 10 –3 •6,02•10 23 = 6,02•10 20 .

Степень диссоциации a равна отношению числа диссоциированных молекул к общему числу молекул в растворе:

= (N – N(исх.))/N(исх.) = (6,041•10 20 – 6,02•10 20 )/(6,02•10 20 ) = 0,0035, или 0,35%.

2. В 1 л 10 –4 М раствора уксусной кислоты содержится 6,26•10 19 ее молекул и ионов. Определить степень диссоциации кислоты в этом растворе.

3. 100 мл 0,01М раствора азотистой кислоты содержит 6,15•10 20 растворенных частиц. Определить степень диссоциации азотистой кислоты в этом растворе.

4. В 100 мл 0,1М раствора муравьиной кислоты содержится 6,82•10 21 недиссоциированных молекул и ионов. Вычислить степень диссоциации кислоты в этом растворе.

5. При растворении слабого бинарного электролита (количество вещества 0,25 моль) на ионы распалось 0,02 моль. Чему равна степень диссоциации электролита в этом растворе?

6. Найти степень диссоциации:

а) в 0,1М растворе уксусной кислоты, если константа диссоциации равна 1,75•10 –5 ;

б) в 0,001М растворе хлорноватистой кислоты, если константа диссоциации равна 5•10 –8 ;

в) в 0,05М растворе циановодородной кислоты, если константа диссоциации равна 7,9•10 –10 .

Ответ. а) 1,32%; б) 0,71%; в) 0,0126%.

7. Константа диссоциации сероводородной кислоты по первой ступени равна 1,1•10 –7 . Найти степень диссоциации сероводородной кислоты по этой ступени в 0,1М растворе.

8. Определить концентрацию гидроксид-ионов в 0,01М растворе гидроксида аммония, если константа диссоциации равна 1,77•10 –5 .

Ответ. 0,42•10 –3 моль/л.

9. Определить концентрацию протонов в 1М растворе муравьиной кислоты, если константа диссоциации равна 1,77•10 –4 .

Ответ. 0,0133 моль/л.

10. Вычислить концентрацию протонов в 0,1М растворе фосфорной кислоты, предполагая, что диссоциация происходит по первой ступени и константа диссоциации равна 7,11•10 –3 .

Ответ. 2,66•10 –2 моль/л.

11. В 1 л раствора хлорида бария содержится 2,64 моль ионов бария и хлора. Рассчитать молярную концентрацию хлорида бария в растворе, если степень диссоциации равна 88%.

(Ba 2+ ) + (Cl – ) = 2,64 моль,

= 88%, или 0,88.

BaCl₂ Ba 2+ + 2Cl – ,

(Ba 2+ ) = 2,64/3 = 0,88 моль,

(Cl – ) = 2(Ba 2+ ) = 1,76 моль.

Найдем количество вещества BaCl₂, распавшегося на ионы:

(BaСl₂) = (Ba 2+ ) = 0,88 моль.

Составим пропорцию и найдем общее количество вещества х моль BaСl₂ в растворе:

Отсюда x = 1 моль.

с(BaСl₂) = /V = 1 моль/1 л = 1 моль/л.

12. В 1 л раствора содержится 1 моль хлорида кальция, степень диссоциации которого составляет 75%. Какая масса электролита диссоциировала на ионы?

13. В 1 л водного раствора ортофосфата натрия с концентрацией 0,3 моль/л содержится 0,27 моль ионов натрия. Рассчитать степень диссоциации соли.

14. Рассчитать количество вещества катионов (в моль) в 1430 г 10%-го раствора гидроксида натрия, если степень диссоциации составляет 90%.

Ответ. 3,2175 моль.

15. 41,6 г хлорида бария растворили в воде. В полученном растворе содержится 0,35 моль хлорид-ионов. Рассчитать степень диссоциации хлорида бария.

Упражнения по теме «Реакции ионного обмена»

1. Привести молярные уравнения реакций, соответствующих представленным ионным уравнениям:

а) HCl + NaOH = NaCl + H₂O;

б) 3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 6NaCl;

в) BaCl₂ + K₂SO₄ = BaSO₄ + 2KCl;

г) Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂ + H₂O.

2. Написать в молекулярном и ионном видах уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

а) оксид железа(III) хлорид железа(III) нитрат железа(III) гидроксид железа(III)
оксид железа(III) сульфат железа(III) ацетат железа(III) гидроксоацетат железа(III);

б) медь хлорид меди(II) гидроксид меди(II) сульфат меди(II) сульфид меди(II)
нитрат меди(II) гидроксонитрат меди(II);

в) фосфат магния сульфат магния хлорид магния карбонат магния
оксид магния магний нитрат магния гидроксонитрат магния.

3. Составить молекулярные и ионные уравнения реакций между:

а) уксусной кислотой и гидроксидом бария;

б) карбонатом кальция и азотной кислотой;

в) азотной кислотой и гидроксидом аммония;

г) гидроксидом кальция и соляной кислотой.

Ответ дать в виде суммы коэффициентов в сокращенных ионных уравнениях.

б) CaCO₃ + 2H + = Ca 2+ + H₂O + CO₂;

Сумма коэффициентов в сокращенных
ионных уравнениях: а, в, г – 3, б – 6.

4. Какие два вещества вступили в реакцию, если в результате образовались приведенные ниже вещества? (Все продукты указаны без коэффициентов.)

а) Карбонат бария + вода;

б) карбонат бария + поваренная соль;

в) карбонат бария + карбонат кальция + вода.

а) Ba(OH)₂ + CO₂ = BaCO₃ + H₂O;

б) BaCl₂ + Na₂CO₃ = BaCO₃ + 2NaCl;

в) Ba(OH)₂ + Ca(HCO₃)₂ = BaCO₃ + CaCO₃ + 2H₂O.

5. Привести пример вещества, которое может реагировать в водном растворе с каждым из перечисленных веществ:

а) азотная кислота, гидроксид натрия, хлор;

б) нитрат кальция, гидроксид бария, соляная кислота;

в) йодоводородная кислота, гидроксид натрия, нитрат серебра.

6. Могут ли в растворе одновременно находиться следующие пары веществ:

а) гидроксид натрия и пентаоксид фосфора;

б) гидроксид бария и углекислый газ;

в) гидроксид калия и гидроксид натрия;

г) гидросульфат натрия и хлорид бария;

д) соляная кислота и нитрат алюминия?

а) NaOH и P₂O₅ не могут находиться в одном растворе, т.к. они взаимодействуют:

б) Ba(OH)₂ и СО₂ не могут сосуществовать в растворе, т.к.:

Ba(OH)₂ + СО₂ = BaСО₃ + Н₂О;

в) KOH и NaOH могут быть в одном растворе, т.к. у них одинаковые анионы, нечем обмениваться;

г) NaHSO₄ и BaCl₂ не могут находиться в одном растворе из-за реакции:

NaHSO₄ + BaCl₂ = BaSO₄ + NaCl + HCl;

д) HCl и Al(NO₃)₃ могут совместно находиться в растворе , т.к. в результате реакции обмена не образуют слабых электролитов.

Ответ. а) – нет; б) – нет; в) – да; г) – нет; д) – да.

7. К раствору смеси двух солей добавили избыток соляной кислоты. После окончания реакции в растворе кроме протонов и хлорид-ионов оказались только катионы натрия. Какие соли могли находиться в исходном растворе?

8. К раствору, содержащему смесь сульфита калия и хлорида натрия, добавили сначала избыток соляной кислоты, а затем нитрата серебра. Какие ионы остались в растворе? Ответ подтвердить уравнениями реакций.

а) K₂SO₃ + 2HCl = 2KCl + H₂O + SO₂,

NaCl + HCl ;

б) KCl + AgNO₃ = AgCl + KNO₃,

NaCl + AgNO₃ = AgCl + NaNO₃,

HCl + AgNO₃ = AgCl + HNO₃.