Zncl2 диссоциация уравнение в воде

Гидролиз хлорида цинка

ZnCl₂ — соль образованная слабым основанием и сильной кислотой, поэтому реакция гидролиза протекает по катиону.

Первая стадия (ступень) гидролиза

Молекулярное уравнение
ZnCl₂ + HOH ⇄ ZnOHCl + HCl

Полное ионное уравнение
Zn 2+ + 2Cl — + HOH ⇄ ZnOH + + Cl — + H + + Cl —

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
Zn 2+ + HOH ⇄ ZnOH + + H +

Вторая стадия (ступень) гидролиза

Молекулярное уравнение
ZnOHCl + HOH ⇄ Zn(OH)₂ + HCl

Полное ионное уравнение
ZnOH + + Cl — + HOH ⇄ Zn(OH)₂ + H + + Cl —

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
ZnOH + + HOH ⇄ Zn(OH)₂ + H +

Среда и pH раствора хлорида цинка

В результате гидролиза образовались ионы водорода (H + ), поэтому раствор имеет кислую среду (pH

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО ОСНОВНЫМ РАЗДЕЛАМ КУРСА ХИМИИ

Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена

Электролитическая диссоциация – это процесс распада молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Электролиты – это вещества, расплавы или водные растворы которых проводят электрический ток. К ним относятся растворы кислот, расплавы и растворы щелочей и солей. Неэлектролиты – это вещества, которые не проводят электрический ток. К ним относятся многие органические вещества.

Электролиты, которые практически полностью диссоциируют на ионы, называются сильными; электролиты, которые частично диссоциируют на ионы, называются слабыми. Для количественной оценки полноты диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул, находящихся в растворе.

Обычно степень диссоциации (α) выражают в долях единицы или %:

где n – число частиц, подвергшихся электролитической диссоциации;

n0 – общее число частиц в растворе.

Сильные электролиты – почти все соли, растворимые основания ( NaOH, KOH, Ba(OH)2 и др.), неорганические кислоты (H2SO4, HCl, HNO3, HBr, HI и др).

Слабые электролиты – нерастворимые основания и NH4OH, неорганические кислоты (H2CO3,, H2S,, HNO2, H3PO4 и др.), органические кислоты и вода H2O.

Сильные электролиты диссоциируют на ионы практически нацело (т.е. процесс диссоциации является необратимым) и одностадийно:

HCl = H+ + Cl– H2SO4 = 2H+ + SO42–

Слабые электролиты диссоциируют частично (т.е. процесс диссоциации является обратимым) и ступенчато. Например, для многоосновных кислот на каждой стадии происходит отрыв одного иона водорода:

1. H2SO3 ⇄ H+ + HSO3- 2. HSO3- ⇄ H+ + SO32-

Таким образом, число стадий многоосновных кислот определяется основностью кислоты (числом ионов водорода), а число стадий многокислотных оснований будет определяться кислотностью основания (или числом гидроксильных групп):
NH4OH ⇄ NH4+ + OH–. Процесс электролитической диссоциации завершается установлением в системе состояния химического равновесия, которое характеризуется константой равновесия:

Константа равновесия процесса электролитической диссоциации называется константой диссоциации – КД. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя, температуры, но не зависит от концентрации электролита.

Между КД и α существует количественная связь:

Соотношение (13) называют законом разбавления Оствальда: степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.

Для слабых электролитов, когда α 1, КД = α2С.

Вода является слабым электролитом, поэтому диссоциирует обратимо:

H2O ⇄ H+ + OH– ∆H = +56,5кДж/моль

Константа диссоциации воды:

Степень диссоциации воды очень мала (это очень слабый электролит). Так как вода присутствует в большом избытке, то ее концентрация может считаться величиной постоянной и составляет , тогда

КД [H2O] = [H+]∙[OH-] = 55,6∙1,8∙10-16 = 10-14

[H+]∙[OH-] = 10-14 = KW – ионное произведение воды

Так как в воде концентрации катионов водорода и гидроксид-ионов равны, то: [H+] = [OH-] = .

Растворение в воде других веществ (кислот, оснований, солей) изменяет концентрацию ионов Н+ или ОН–, а их произведение всегда остается постоянным и равным 10-14 при Т=250С. Концентрация ионов Н+ может служить мерой кислотности или щелочности раствора. Обычно для этой цели используется водородный показатель: pH = -lg[H+]. Таким образом, водородный показатель – это десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком.

В зависимости от концентрации ионов водорода различают три среды.

В нейтральной среде [H+] = [OH-]= 10-7 моль/л, рН= – lg 10-7 = 7. Эта среда характерна как для чистой воды, так и для нейтральных растворов. В кислых растворах [H+] > 10-7моль/л, рН 7. Пределы изменения рН: 7 a – степень ее диссоциации в данном растворе, значение которой равно 1,32/100=0,0132. Таким образом,

Ответ: константа диссоциации уксусной кислоты составляет 1,76 × 10-5.

Пример 2. Вычислить значение рН 0,1М раствора гидроксида аммония NH4OH, приняв степень диссоциации раствора равной 1%.

Р е ш е н и е. 1) Записываем уравнение диссоциации раствора NH4OH:

2) Так как гидроксид аммония – слабый электролит и процесс его диссоциации носит обратимый характер, к моменту равновесия в 1 л раствора продиссоциировало С a моль NH4OH (С = 0,1 моль/л) и образовалось столько же моль ОН– – ионов: [OH-] = С a = 0,1 × 0,01 = 1 × 10-3 моль/л, следовательно, рОН = 3

3) Рассчитываем значение рН: pH + pOH = 14, рН = 14 – 3 = 11.

Ответ: рН 0,1М раствора гидроксида аммония равно 11.

Пример 3. Выразить с помощью ионного уравнения сущность реакции:

Р е ш е н и е. 1) Составляем молекулярное уравнение реакции:

Pb(NO3)2 + 2KI ® PbI2 ¯ + 2KNO3

Отмечаем, что в результате образуется нерастворимое вещество PbI2.

2) Составляем полное ионное уравнение (все сильные электролиты записываем в виде ионов, слабые, уходящие из сферы реакции – в виде молекул):

Pb2+ + 2NO3– + 2K+ + 2I– = PbI2 ¯ + 2K+ + 2NO3–

3) Составляем сокращенное ионное уравнение, в котором исключаем все ионы, повторяющиеся в обоих частях уравнения, т.е. ионы не участвующие в реакции:

Pb2+ + 2NO3– + 2K+ + 2I– = PbI2 ¯ + 2K+ + 2NO3–

Из сокращенного ионного уравнения видно, что сущность реакции сводится к взаимодействию ионов Pb2+ и I–, в результате которого образуется труднорастворимое вещество PbI2.

Пример 4. Определить характер среды водного раствора соли ZnCl2.

Р е ш е н и е. ZnCl2 – соль образованная сильной кислотой HCl и слабым основанием Zn(OH)2, следовательно, подвергается гидролизу по катиону. Так как катион двухзарядный, гидролиз будет протекать по двум ступеням.

а) записываем уравнение процесса диссоциации ZnCl2:

ZnCl2 = Zn2+ + 2Cl–

Подчеркнем ион, по которому идет гидролиз, это ион Zn2+.

б) процесс взаимодействия иона Zn2+ с водой происходит по схеме:

Zn2+ + H+–OH– ⇄ (ZnOH)+ + H+

в) запишем суммарное уравнение гидролиза:

ZnCl2 = Zn2+ + 2Cl–

Zn2+ + H2O ⇄ (ZnOH)+ + H+

ZnCl2 + Zn2+ + H2O ⇄ Zn2+ + (ZnOH)+ + 2Cl– + H+

После преобразований получаем:

ZnCl2 + H2O ⇄ Zn(OH)Cl + HCl

В результате гидролиза образуется сильная кислота HCl, поэтому рН (ZnOH)+ + H2O = Zn(OH)2 + H+

Zn(OH)Cl + H2O = Zn(OH)2 ¯ + HCl

Таким образом, в результате гидролиза по второй ступени образуется сильная кислота HCl, которая создает кислую среду раствора (рН

Уравнение диссоциации ZnCl2?

Химия | 5 — 9 классы

Уравнение диссоциации ZnCl2.

ZnCl2 = Zn(2 + ) + 2Cl( — ) .

Уравнение электролетической диссоциации HNO3?

Уравнение электролетической диссоциации HNO3.

= и получить вещество из которого можно было бы сделать следующее уравнение .

PbOHNO3 уравнение электролитической диссоциации?

PbOHNO3 уравнение электролитической диссоциации.

Помогите написать уравнение диссоциации и выразить константу диссоциации для BiOH(NO3)2?

Помогите написать уравнение диссоциации и выразить константу диссоциации для BiOH(NO3)2.

H2zno2 уравнение диссоциации?

H2zno2 уравнение диссоциации.

СРОЧНО — МЕГА — ВОПРОС?

СРОЧНО — МЕГА — ВОПРОС!

УМИРАЮ : С ZnSO4 + .

Решите пожалуйста уравнение диссоциации?

Решите пожалуйста уравнение диссоциации.

Написать уравнение диссоциации Na2HPO4?

Написать уравнение диссоциации Na2HPO4.

Записать уравнение диссоциации ?

Записать уравнение диссоциации :

Осуществите превращения : Zn = &gt ; ZnCl = &gt ; ZnOH = &gt ; ZnCl?

Осуществите превращения : Zn = &gt ; ZnCl = &gt ; ZnOH = &gt ; ZnCl.

На этой странице находится вопрос Уравнение диссоциации ZnCl2?, относящийся к категории Химия. По уровню сложности данный вопрос соответствует знаниям учащихся 5 — 9 классов. Здесь вы найдете правильный ответ, сможете обсудить и сверить свой вариант ответа с мнениями пользователями сайта. С помощью автоматического поиска на этой же странице можно найти похожие вопросы и ответы на них в категории Химия. Если ответы вызывают сомнение, сформулируйте вопрос иначе. Для этого нажмите кнопку вверху.

А но это не точно : ))).

Ответ Ca3 (PO4)2 = 15, 5 г.

Массовая доля Cl (смотрим цифры с запятыми в таблице) = 35. 5 у O = 16 (для хлора всегда берут 35. 5, а для остальных элементов округляют до целых чисел) Затем мы все это складываем Cl2O3 = (35. 5 * 2) + (16 * 3) = 71 + 48 = 119.

Алмаз 1 2 3 4 Л а м а Зонт»’ 2 1 3 4 А л м а з.

Гомолог : C4H6 Изомер : CH2 = C = CH2 (межклассовая ), (пропадиен).

Если 14, 3% — водород, то 100% — 14, 3% = 85, 7% — углерод. Пусть m = 100г Следовательно m(H) = 14. 3г, m(C) = 85, 7г M(H) = 1г / моль, M(C) = 12г / моль n = m / M n(H) = 14, 3 моль, n(C) = 7, 1 моль n(H) : n(C) = 14, 3 : 7. 1 = 2 : 1 Т. Е. форму..

С — просто «це». Хим. элемент — углерод. Fe3O4 — «феррум» три «о» четыре. Хим. элементы : железо, кислород. Na2CO3 — «натрий» два «це» «о» три. Хим. элементы : натрий, углерод, кислород. KNO3 — «калий» «н» «о» три. Хим. элементы : калий, азот.

А) Mg + 2HCl — > MgCl2 + H2 (ОВР) так как изменяется степень окисления Mg(0) + 2H( + )Cl( — ) — > Mg( + 2)Cl2( — ) + H2(0) b) S + O2 — > SO2 (ОВР) S(0) + O2(0) — > S( + 4)O( — 2) c) 2Li + H2 — > 2LiH (ОВР) 2Li(0) + H2(0) — > 2Li( + )H( — ) d) 2H3PO4 ..

2Zn + O₂ = 2ZnO (X1) ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O ZnSO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + Zn(OH)₂ (X2) Zn(OH)₂ + 2KOH (t) = K₂ZnO₂ + 2H₂O K₂ZnO₂ + 4HCl = 2KCl(p — p) + ZnCl₂(p — p) + 2H₂O ZnCl₂ + Na₂CO₃ = 2NaCl + ZnCO₃↓ (отфильтровать) KCl + Na₂CO₃≠ ZnCO₃↓ + 2HCl = ZnCl..

Физические : превращение воды в лёд — важно, например, для обитателей водоемов, превращение в пар — круговорот воды в природе. Плавление металлов — изготовление посуды, ювелирных изделий, в конце концов оловянных солдатиков. Химические : гашение из..