Подготовка к ЕГЭ по химии 2021: 7(Б) Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты. Реакции ионного обмена.

21(Б) Тесты ЕГЭ ФИПИ 2015 к теме "Электролитическая диссоциация"

21(Б) Тесты ЕГЭ ФИПИ 2015 к теме "Ионный обмен"

  ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

ЭЛЕКТРОЛИТЫ - это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

ИОНЫ - заряженные частицы: Cl-, Cu2+, NO3-
КАТИОНЫ – ионы с зарядом +
АНИОНЫ –   ионы с зарядом   –

СВОЙСТВА ИОНОВ ОТЛИЧАЮТСЯ ОТ СВОЙСТВ АТОМОВ, ИЗ КОТОРЫХ ОНИ ОБРАЗОВАЛИСЬ!!!

Процесс распада электролитов на ионы в процессе растворения или расплавления называется ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИЕЙ.

ЭЛЕКТРОЛИТЫ:
Все растворимые веществ в таблице растворимости (исключение H₂SO₃, H₂S, H₂CO₃,NH₄OH) органические вещества: низшие кислоты, соли и фенолы

НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ:
нерастворимые неорганические вещества; органические вещества спирты, эфиры, альдегиды, углеводороды, углеводы. (исключение: кислоты, соли и фенолы):

КАК ПРОИСХОДИТ ПРОЦЕСС РАСТВОРЕНИЯ ЭЛЕКТРОЛИТА?
Растворение поваренной соли и соляной кислоты. Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой – положительно. Молекула воды отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным – к иону хлора; окружают ионы со всех сторон и вырывают из кристалла, причём только с его поверхности. Свободные ионы, оказавшиеся в водном растворе, окружаются полярными молекулами воды: вокруг ионов образуется гидратная оболочка, т.е. протекает процесс гидратации.

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ.

это отношение числа продиссоциировавших молекул к общему числу молекул растворённого электролита:

N (продисс)

α = ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶

N (общ)

Если степень диссоциации равна 0 – вещество не является электролитом.

ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ ВЕЩЕСТВ:

ТЕМПЕРАТУРА

чем выше температура, тем степень диссоциации выше;

КОНЦЕНТРАЦИЯ

чем больше концентрация вещества, тем степень диссоциации меньше.

Электролиты делят на СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ:

СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ(Α=1) :

1. Все растворимые соли

2. Кислоты: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, HMnO4, H2SO4(по первой ступени)

3. Основания: щелочи – NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; гидроксиды щелочноземельных металлов – Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ(Α < 1)

1. Почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.);

2. Некоторые неорганические кислоты: HF, HNO2, HClO, H2SO3, H2S, H2CO3, H2SiO3, H3PO4

3.Почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония: (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

4) Вода

1. Если электролит – сильный, он диссоциирует полностью в ОДНУ СТУПЕНЬ, все молекулы превращаются в ионы:

Cu(NO3)2 à Cu2+ + 2NO3- (α=1)

KAl(SO4)2 à K+ + Al3+ +2SO42- (α=1)

2. Если электролит – слабый, он диссоциирует по ступеням, не полностью, степень диссоциации на каждой следующей ступени гораздо меньше, чем на предыдущей:

H2S ⇄ H+ + HS- (α<1)

HS- ⇄ H+ + S2- (α<<1)

Mg(OH)2 ⇄ Mg(OH) + + OH-( α<1)

Mg(OH)+ ⇄ Mg2+ + OH- (α<<1)

3. Если в составе вещества есть связи разных типов, то сначала диссоциируют ионные связи, затем наиболее полярные:

NaHCO3 à Na+ + HCO3- (α=1)

HCO3- ⇄ H+ + CO32- (α < 1)

Cu(OH)Cl à CuOH+ + Cl- (α=1)

CuOH+ ⇄ Cu2+ + OH- (α< 1)

КИСЛОТЫ -  электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода

Н3РО4   ↔ Н+ + Н2РО4- (первая ступень)
Н2РО4- ↔ Н+ + НРO42- (вторая ступень)
НРО42- ↔ Н+ PО4З- (третья ступень)

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени- по третьей.

ОСНОВАНИЯ - электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.
KOH ↔ K+ + OH-;
NH4OH↔ NH4+ + OH-
Основания, растворимые в вводе, называются щелочами. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов:LiOH,NaОН,КОН,RbОН,СsОН и Са(ОН)2,Sr(ОН)2,Ва(ОН)2,а также NН4ОН. Большинство оснований в воде малорастворимо.

СРЕДНИЕ СОЛИ - электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония ( NH+4)\nи анионы кислотных остатков

(NH4)2SO4 ↔ 2NH4+ + SO42-;
Na3PO4 ↔ 3Na+ + PO43-

Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато.

У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода.

KHSO4 ↔K+ + HSO4-
далее HSO4- ↔ H++SO42-

У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.
Mg(OH)Cl  ↔ Mg(OH)++Cl-
далее Mg(OH)+↔ Mg2++OH-

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА
это реакции между сложными веществами в растворах, в результате которых реагирующие вещества обмениваются ионами.

ПРАВИЛО БЕРТОЛЛЕ

Реакции обмена в растворах электролитов возможны только тогда, когда в результате реакции образуется твердое малорастворимое вещество, газообразное или малодиссоциирующее.

ZnO + Н2SО4 = ZnSО4 + Н2О,

AgNО3 + КВr = АgВr↓ + КNО3,

К2СО3 + 2НСl = 2КСl +Н2О + СО2↑

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ ИОННОГО ОБМЕНА:

1.Записываем молекулярное уравнение реакции, не забывая расставить коэффициенты:

3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3↓ + 3NaCl

2. Определяем и указываем заряды ионов, определяем растворимость каждого вещества (таблица растворимости).

ИСКЛЮЧЕНИЕ: В таблице растворимости некоторые вещества указаны растворимы, но растворяются они только в закрытых сосудах, в открытых образуются газообразные вещества:

NH4OH → NH3↑ + H2O

H2SO3 → SO2↑ + H2O

H2CO3 → CO2↑ + H2O

H2S↑

р р н р

3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3 + 3NaCl

3.Составляем полное ионное уравнение.

Сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и газообразные вещества записывают в виде молекул.

3Na+ + 3OH- + Fe3+ + 3Cl- = Fe(OH)3↓ + 3Na+ + 3Cl-

4.Находим одинаковые ионы (они не приняли участия в реакции в левой и правой частях уравнения реакции) и сокращаем их слева и справа.

3Na+ + 3OH- + Fe3+ + 3Cl- = Fe(OH)3↓ + 3Na+ + 3Cl-

5.Составляем итоговое сокращенное ионное уравнение (выписываем формулы ионов или веществ, которые приняли участие в реакции).

Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3 ↓

В ВИДЕ ИОНОВ НЕ ЗАПИСЫВАЮТ:

1. Неэлектролиты (оксиды, простые вещества);

2. Осадки; газы; воду; слабые электролиты (кислоты и основания);

3. Анионы кислотных остатков кислых солей слабых кислот (НСО3-, Н2РО4- и т.п.) и катионы основных солей слабых оснований Al(OH)2+.

ПРИМЕРЫ СОСТАВЛЕНИЯ ИОННЫХ УРАВНЕНИЙ.

Пример 1.

Сульфид цинка + соляная кислота

н р р р

ZnS + 2HCl = ZnCl2 + H2S ↑

молекулярная форма

ZnS +2H++2Cl- = Zn2++2Cl-+ H2S↑

полное ионно-молекулярное уравнение

ZnS +2H+ = Zn2++ H2S ↑

сокращенное ионное уравнение

Пример 2.

Гидрокарбонат калия + гидроксид калия

KHCO3 + KOH = K2CO3 + H2O

К+ +НСО3-+ К++ОН- = 2K+ + CO32- + H2O

НСО3-+ ОН- = CO32- + H2O

Из-за блокировщика рекламы некоторые функции на сайте могут работать некорректно! Пожалуйста, отключите блокировщик рекламы на этом сайте.