Краткое ионно молекулярное уравнение реакции получения амфотерного электролита

Растворы электролитов

Электролиты

При растворении в воде некоторые вещества имеют способность проводить электрический ток.

Те соединения, водные растворы которых способны проводить электрический ток называются электролитами.

Электролиты проводят ток за счет так называемой ионной проводимости, которой обладают многие соединения с ионным строением (соли, кислоты, основания).

Вещества, имеющие сильнополярные связи, но в растворе при этом подвергаются неполной ионизации (например, хлорид ртути II) являются слабыми электролитами.

Многие органические соединения (углеводы, спирты), растворенные воде, не распадаются на ионы, а сохраняют свое молекулярное строение. Такие вещества электрический ток не проводят и называются неэлектролитами.

Приведем некоторые закономерности, руководствуясь которыми можно определить относятся вещества к сильным или слабым электролитам:

Кислоты. К сильным кислотам из наиболее распространенных относятся HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄. Все они являются сильными электролитами. Почти все остальные кислоты, в том числе и органические являются слабыми электролитами.
Основания. Наиболее распространенные сильные основания – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (исключая Be) относятся к сильным электролитам. Слабый электролит – NH₃.
Соли. Большинство распространенных солей – ионных соединений — сильные электролиты. Исключения составляют, в основном, соли тяжелых металлов.

Теория электролитической диссоциации

Электролиты, как сильные, так и слабые и даже очень сильно разбавленные не подчиняются закону Рауля и принципу Вант-Гоффа.

Имея способность к электропроводности, значения давления пара растворителя и температуры плавления растворов электролитов будут более низкими, а температуры кипения более высокими по сравнению с аналогичными значениями чистого растворителя. В 1887 г С. Аррениус, изучая эти отклонения, пришел к созданию теории электролитической диссоциации.

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

Сущность теории электролитической диссоциации

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

Степень диссоциации электролита зависит от:

природы самого электролита
природы растворителя
концентрации электролита
температуры.

Степень диссоциации

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

Степень диссоциации равна 0 α = 0 означает, что диссоциация отсутствует.

При полной диссоциации электролита степень диссоциации равна 1 α = 1.

С точки зрения степени диссоциации, по силе электролиты делятся на:

сильные (α > 0,7),

средней силы ( 0,3 > α > 0,7),

слабые (α — + bB +

K = [A — ] a ·[B + ] b /[A_a B_b]

Для слабых электролитов концентрация каждого иона равна произведению степени диссоциации α на общую концентрацию электролита С.

Таким образом, выражение для константы диссоциации можно преобразовать:

K = α 2 C/(1-α)

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

K = α 2 C

Отсюда нетрудно найти степень диссоциации

α = (K/C) 1/2

Ионно–молекулярные уравнения

Как составить полное и сокращенное ионные уравнения

Рассмотрим несколько примеров реакций, для которых составим молекулярное, полное и сокращенное ионное уравнения.

1) Пример нейтрализации сильной кислоты сильным основанием

1. Процесс представлен в виде молекулярного уравнения.

HCl + NaOH = NaCl + HOH

2. Представим процесс в виде полного ионного уравнения. Т.е. запишем в ионном виде все соединения — электролиты, которые в растворе полностью ионизированы.

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

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

H + + OH — = HOH

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

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

2) Пример реакции осаждения

Смешаем водные растворы AgNO₃ и HI:

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

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

Чтобы узнать способно ли интересующее нас вещество растворяться в воде, необходимо воспользоваться таблицей растворимости кислот, солей и оснований в воде. В приведенной таблице также указан цвет образуемого осадка, сила кислот и оснований и способность анионов к гидролизу.

Пример образования летучего соединения

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

Молекулярное уравнение	Na₂SO₃ + 2HI → 2NaI + SO₂↑ + H₂O
Полное ионное уравнение	2Na + + SO₃ 2- + 2H + + 2I — → 2Na + + 2I — + SO₂↑ + H₂O
Сокращенное ионное уравнение	SO₃ 2- + 2H + → SO₂↑ + H₂O

Отсутствие взаимодействия между растворами веществ

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

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

Условия протекания реакции (химического превращения)

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

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

Электролитическая диссоциация

Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.

Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.

В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:

KA ⇄ K + (катион) + A — (анион)

Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.

У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы и H другой молекулы.

Ступени диссоциации

Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H₂SO₄, H₃PO₄.

Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:

Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.

Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:

Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:

Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.

Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.

Электролиты и неэлектролиты

Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты — жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. Связи в их молекулах обычно ионные или ковалентные сильнополярные.

К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).

Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.

Неэлектролиты — вещества недиссоциирующие в растворах на ионы. В молекулах эти веществ связи ковалентные неполярные или слабополярные.

К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.

Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят электрический ток.

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:

Полные ионные уравнения записываются путем разложения молекул на ионы. Запомните, что нельзя раскладывать на ионы:

Слабые электролиты (в их числе вода)
Осадки
Газы

Сокращенное ионное уравнение записывается путем сокращения одинаковых ионов из левой и правой части. Просто, как в математике — остается только то, что сократить нельзя.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Блиц-опрос по теме Электролитическая диссоциация

Смещение равновесий в растворах амфотерных электролитов.

Типичными амфотерными электролитами (амфолитами) являются амфотерные гидроксиды металлов способные к диссоциации, как по основному, так и по кислотному механизму в зависимости от pH среды. К ним относятся Zn(OH)₂, Cr(OH)₃, Al(OH)₃, Be(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂ и другие гидроксиды. При диссоциации этих гидроксидов могут устанавливаться два типа ионных равновесий. Смещение этих равновесий может происходить как при добавлении кислот, так и при добавлении оснований.

ПРИМЕР 4 Гетерогенные равновесия в растворе амфотерного гидроксида цинка.

диссоциация по основному механизму диссоциация по кислотному механизму

Смещение равновесия влево происходит при взаимодействии с кислотой за счет связывания ионов OH-:

Cмещение равновесия вправо происходит при взаимодействии со щелочью за счет связывания ионов H+:

Обязательным условием протекания реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ, или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Для правильного отражения сущности и механизма реакций ионного обмена уравнения реакций необходимо записывать в ионно-молекулярной форме. При этом сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые и малорастворимые – в молекулярной форме.

ПРИМЕР 5.Реакция нейтрализации. Реакция с участием сильных электролитов.

Полное ионно-молекулярное уравнение: H+ + NO₃— + Na+ + OH- = Na+ + NO₃— + H₂O

Краткое ионно-молекулярное уравнение: H+ + OH- = H₂O (выражает химическую сущность реакции).

Вывод: в растворах сильных электролитов реакция протекает в результате связывания ионов с образованием слабого электролита (в данном случае – воды).

ПРИМЕР 6.Реакция с участием слабых электролитов. HCN + NH₄OH = NH₄CN + H₂O

Ионно-молекулярное уравнение реакции: HCN + NH₄OH = NH₄+ + CN- + H₂O

Реакция с участием слабых электролитов (пример 6) включает две стадии: диссоциацию слабых (или труднорастворимых) электролитов на ионы и связывание ионов с образованием более слабого электролита. Так как процессы разложения на ионы и связывания ионов обратимы, то реакции ионного обмена обратимы.

Направление реакций ионного обмена определяют по изменению энергии Гиббса.Самопроизвольное протекание реакции возможно только в направлении, для которогоDG

Константа равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:

ЕслиК_С>1, DG 0реакция протекает в обратном направлении.

Константу равновесия К_Срассчитывают через константы диссоциации слабодиссоциирующих электролитов:

Для реакции, приведенной в примере 6, константа равновесия рассчитывается по уравнению:

Общим правилом, вытекающим из выражения для К_С, является то, что реакции ионного обмена протекают в направлении более прочного связывания ионов, т.е. в направлении образования электролитов с меньшими значениями констант диссоциации.

Гидролиз солей.

Гидролиз соли – реакция ионного обмена между солью и водой.Гидролиз является реакцией обратной реакции нейтрализации: KatAn + H₂O Û KatOH + HAn (17)

Соль основание кислота

В зависимости от силы образующихся кислоты и основания раствор соли в результате гидролиза становится щелочным (pH > 7)или кислым (pH

K₂S + H₂O Û KHS + KOH(образуется кислая соль — KHS ).

Ионно-молекулярное уравнение реакции:

S 2 — + H₂O Û HS — + OH — (18)

Константа равновесия реакции (константа гидролиза) равна: К_Г =К_H₂_O/K_HS_— =10 — 1 4 /1,2 . 10 — 14 = 0,83, т.е. К_г — приводит к изменению характера среды. Зная К_Г можно рассчитать концентрацию ионов OH — , а затем и pH раствора.К_Г=[OH — ] . [ HS — ]/[ S 2 — ].Из уравнения (18) видно, что[OH — ]= [HS — ].Так как соли гидролизуются слабо (К_Г 2 — ] = 0,01моль/л, тогда [OH — ] = Ö К_Г . [S 2 — ] = Ö 0,83 . 10 — 2 = 9 . 10 — 2 . Из уравнения (6) [H + ]=10-14/[ OH-]=10 — 1 4 /9 . 10 — 2 = 1,1 . 10 — 11 .

Из уравнения (7) pH = -lg1,1 . 10 — 11 = 11.

Вывод. Так как pH>7, то среда щелочная.

3.Соли слабых оснований и сильных кислот –гидролиз идет по катиону.

Для солей, образованных сильными кислотами и многокислотными основаниями, гидролиз протекает преимущественно по первой ступени с образованием основной соли.

ПРИМЕР 8.Гидролиз соли хлорида марганца( С_соли = 0,01моль/л ).

MnCI₂ + H₂O Û MnOHCI + HCI(образуется основная соль MnOHCI ).

Ионно-молекулярное уравнение :Mn 2+ + H₂O Û MnOH + + H + (первая ступень гидролиза)

Избыток ионов H + ведет к изменению характера среды. Расчет pH раствора проводим аналогично примеру 7.

Константа гидролиза равна: К_Г=[H + ] . [ MnOH + /[ Mn 2+ ].Так как эта соль хорошо растворима в воде и полностью диссоциирована на ионы, тоС_соли=[ Mn 2+ ] = 0,01моль/л.

Поэтому[H + ] = Ö К_Г . [Mn 2+ ]=Ö 2,5 . 10 — 11. 10 — 2 =5 . 10 — 7 , pH = 6,3.

Характер среды олределяется относительной силой кислоты и основания.

Экспериментальная часть.

ОПЫТ 1. Смещение гомогенного ионного равновесия при введении в раствор слабой кислоты одноименных ионов.

Рассматривается равновесие в растворе уксусной кислоты (см. пример 2). Смещение ионного равновесия производится добавлением к исходному раствору уксусной кислоты раствора ее соли – ацетата натрия. Направление смещения равновесия определяется по изменению величины pH раствора:увеличение pH(уменьшение концентра-ции ионов Н + )свидетельствует об ослаблении диссоциации кислоты,уменьшение pH– об увеличении степени диссоциации.Измерение pH производится с помощью pH-метра (при его отсутствии – с помощью индикатора). Напишите: 1)уравнение диссоциации уксусной кислоты (см. ур-ние 2):

2)уравнение диссоциации ацетата натрия(см. ур-ние 1):

3) выражение константы диссоциации уксусной кислоты(см. ур-ние 3):

Используемые растворы	Смесь CH₃COOH и CH₃COONa
CH₃COOH	CH₃COONa
С_и.к_. моль/л	V_и.к. мл	pH	С_и.с_. моль/л	V_и.с. мл	V_и.к.+ V_и.с мл	С_к моль/л	С_с моль/л	pH

Получите у преподавателя индивидуальное задание к опыту и заполните колонки 1, 2, 4, 5, 6 таблицы.

Из бюретки в стакан отберите заданное количество раствора уксусной кислоты, на pH-метре измерьте pH раствора и результат занесите в таблицу.

Из второй бюретки в тот же стакан с раствором CH₃COOH добавьте указанный объем раствора CH₃COONa, измерьте pH смеси растворов.

1) Результат занесите в таблицу.

2) Сопоставьте значение pH раствора кислоты до и после добавления CH₃COONa.

3)Сделайте вывод о направлении сдвига ионного равновессия при добавлении в раствор уксусной кислоты одноименных ацетат-ионов.

4) Согласуется ли вывод с принципом Ле Шателье?

5)Рассчитайте значение К_Д уксусной кислоты (см. пример 1) до смещения равновесия. При этом используйте допущение, что [CH₃COOH] = Cи.к.(исходная концентрация кислоты).

6) Концентрацию ионов H + определите по величине pH раствора (см. ур-ние 7). Равновесные концентрации ионов H + и CH₃COO — равны:[H + ] = [CH₃COO — ] (см. ур-ние 2, пример 2 ).

7)Сравните полученное значение константы диссоциации уксусной кислоты с теоретическим (при 25 0 С К_Д=1,75 . 10 — 5 ) и определите относительную ошибку опыта по формуле:

8) Рассчитайте величину К_Д уксусной кислоты после сдвига равновесия используя приближения [CH₃COO — ] @С_с и что [CH₃COOH] @ С_к , где С_с и С_к – соответственно, концентрации добавляемой соли и кислоты в смеси растворов. Равновесные концентрации уксусной кислоты и ацетат-ионов после добавления ацетата натрия равны:

9) [H + ] – определите соответственно по величине pH раствора, измеренному после добавления соли.

10) Сделайте вывод о влиянии концентрации вводимых в раствор одноименных ацетат-ионов на величину диссоциации уксусной кислоты.

ОПЫТ 2.Смещение ионных равновесий в растворе амфотерного электролита.

В качестве примеров смещения ионных равновесий путем связывания ионов в слабый электролит рассматривается взаимодействие амфотерного гидроксида хрома Cr(OH)₃ c кислотой и щелочью (см. примеры 4,5).

Получите осадок Cr(OH)₃. Для этого внесите в прибирку 5-6 капель сульфата хрома Cr₂(SO₄)₃ и добавьте раствор гидроксида натрия NaOH (осторожно, по каплям, при перемешивании) до образования осадка. Содержимое пробирки разделите на две части. В одну пробирку добавьте 5-6 капель раствора HCl, в другую – 5-6 капель раствора NaOH.

1) Отметьте наблюдения:

2) Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции получения Cr(OH)₃:

3) Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения растворения Cr(OH)₃ в HCl и NaOH.

4) Сделайте вывод: в результате связывания каких ионов происходит растворение Cr(OH)₃ в кислоте и в щелочи (составьте единую схему согласно примеру 4)?

ОПЫТ 3.Нейтрализация кислот щелочью.

Проводится нейтрализация соляной, серной и уксусной кислот раствором гидроксида натрия. Определение направления реакции производится по изменению окраски индикатора – лакмуса (при отсутствии лакмуса можно использовать фенолфталеин).

№	Окраска лакмуса в кислоте	Окраска после добавления NaOH	Вывод о протекании реакции
1.	HCl
2.	H₂SO₄
3.	CH₃COOH

В три пробирки внесите по три капли 0,1 М раствора(0,1 моль./л ) кислоты: впервую- HCl, во вторую — H₂SO₄, в третью — CH₃COOH. В каждую прибирку добавьте по одной капле лакмуса.

1) Отметьте в таблице окраску индикатора (колонка 2).

В пробирки с кислотами добавьте по каплям раствор NaOH (С_NaOH=0,1моль/л) до изменения окраски раствора (колонка 3 таблицы).

2) Сделайте выводы о направлении протекания реакции (колонка 4 таблицы).

3) Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения проведенных реакций (см. примеры 5,6). При составлении уравнения реакции с серной кислотой следует учесть образование кислой соли.

4) Рассчитайте значения констант равновесия К_С (по ур-нию 16).

5) Сделайте выводы о направлении протекания реакций.

Исследуется характер среды растворов некоторых солей. Получите у преподавателя задание к опыту, запишите в таблицу формулы солей и значения концентраций растворов.

№	Исследуемая соль	Концентрация раствора	pH раствора
1.
2.

С помощью универсальной индикаторной бумаги (или pH-метра) определите pH растворов данных солей.

1) Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей (см. примеры 7,8,9). 2) По указанию преподавателя для одной из солей рассчитайте константу гидролиза.

3) Сделайте вывод о состоянии равновесия.

4) Рассчитайте теоретическое значение pH для раствора данной соли и сравните с экспериментальном значением pH.

ОПЫТ 5.Образование и растворение малорастворимых электролитов.

Исследуется возможность образования осадка карбоната магния при взаимодействии соли магния с карбонатом и гидрокарбонатом натрия: 1) MgCl₂ + Na₂CO₃ = Mg CO₃ + 2NaCl

В две пробирки налейте по 2-3 капли раствора MgCl₂ , после чего в одну добавьте 2-3 капли раст-вора Na₂CO₃, в другую – столько же раствора NaHCO₃.

1) Отметьте, в каком случае выпадает осадок.

2)Напишите ионно-молекулярные уравнения реакций.

3) Расчитайте значения констант равновессия (см. ур-ние 16, пример 6), на основании расчетов объясните результаты опыта.

(Для расчета используйте константы: ПР _Mg _CO₃ = 2 . 10 — 4 ; К _HCO₃_— = 4,7 . 10 — 11 ).

I.Напишите уравнения диссоциации кислот. Укажите слабую и сильную кислоту. Для соответствующей кислоты напишите выражение константы диссоциации.

П. Даны значения произведения растворимости малорастворимых электролитов:

1) ПР(PbCl₂) = 1,7 . 10 — 5 2) ПР (Ag₂SO₄) = 7 . 10 — 5 3) ПР (Ag₂CrO₄) = 2 . 10 — 7

4) ПР (HgI₂) = 10 — 26 5) ПР (Pb(OH)₂) = 5 . 10 — 16

Напишите выражения произведения растворимости данного электролита и вычислите равновесную концентрацию каждого из его ионов в насыщенном растворе

Ш. Определить возможность самопроизвольного претекания реакции, рассчитав величину К_{с .}

Напишите ионно-молекулярные уравнения реакций.

Вариант контрольного теста

I. Укажите электролит, в растворе которого устанавливается ионное равновесие:

1) HNO₃ 2) HF 3) NH₄OH 4) NaCl

II. Укажите вещества, добавление которых приводит к смещению гетерогенного равновесия в растворе Ni(OH)₂ влево, (т.е. к уменьшению диссоциации гидроксида никеля)

III. Как изменится величина pH раствора сернистой кислоты H₂SO₃ при добавлении раствора Na₂SO₃:

1)увеличится 2)уменьшится 3)не изменится

IV. В растворе амфолита установилось равновесие:2H + +[Pb(OH)₄] 2- Û Pb(OH)₂+2H₂OÛPb 2+ +2OH — +2H₂O.

В результате связывания каких ионов, образующихся при его диссоциации, происходит его растворение в щелочи?

1) OH — 2) H + 3) Pb 2+

V. Концентрация ионов Ag + равна 3 . 10 — 4 моль/л, концентрация ионов Br — равна 5 . 10 — 2 моль/л. Выпадет ли осадок AgBr, если ПР _AgBr =5 10 — 13 .

1) да 2) нет 3) установится равновесие

VI. Реакциями гидролиза являются:

VII.Ионно-молекулярное уравнение реакции Na₂S + 2HCl = 2NaCl + H₂S записывается:

1) 2Na + + S 2- + 2HCl = 2NaCl + H₂S 2) S 2- + 2H + = H₂S

3) Na + + Cl — = NaCl 4) Na₂S +2H + = 2Na + + H₂S

VIII. Ионно-молекулярное уравнение H + + OH — = H₂O соответствует следующему молекулярному уравнению:

IX. Константа равновесия Kc реакции NH₄ + + H₂O = NH₄OH + H + записывается в виде:

X. Константа равновесия Кс реакции Cu 2+ + H₂O = CuOH + + H + численно равна:

Ответы и комментарии

I. 2,3 равновесие устанавливается в растворах слабых электролитов (см. примеры 1,2).

II. 1,2 введение одноименных ионов уменьшает степень диссоциации слабых электролитов (см. пример 3)

III. 1 введение одноименных ионов уменьшает диссоциацию слабого электролита, след. конц-ия ионов H + уменьшается, а величина pH раствора увеличивается (см. раздел 3, пример 2).

IV. 2 идет связывание ионов H + в слабый электролит H₂O ( см. раздел 5, пример 4).

V. 1 смотри условие образования осадка ( ур-ния 14 ). [Ag + ] . [Br — ]=(3 . 10 — 4 ) . (5 . 10 — 2 )=1,5 . 10 — 7 >ПР_AgBr>5 . 10 — 13

VI. 1,2 по определению ( раздел 7).

VII. 2 по правилу составления ионно-молекулярных уравнений реакций обмена (примеры 5,6).

VIII. 4 по правилу составления ионно-молекулярных уравнений реакций.

источники:

http://studarium.ru/article/159

http://lektsii.org/13-3944.html