рефераты конспекты курсовые дипломные лекции шпоры

Раздел Химия
/
Реакции ионного обмена в растворах электролитов

Реферат Курсовая Конспект

Выберите учебное заведение

Реакции ионного обмена в растворах электролитов

Реакции ионного обмена в растворах электролитов - раздел Химия, ХИМИЯ По изучению дисциплины и задания для контрольных работ Ионно-Молекулярные Уравнения Реакций Являются Отражением Состояния Электролит...

Ионно-молекулярные уравнения реакций являются отражением состояния электролита в растворе. В этих растворах часть молекул электролита (если электролит слабый) может находиться в недиссоциированном состоянии, а часть молекул слабого электролита – в виде ионов.

Поэтому в растворах электролитов уравнения реакций записывают в форме ионно-молекулярных уравнений. В таких уравнениях сильные электролиты (так как они в растворе полностью диссоциированы) записывают в виде ионов, а слабые электролиты, либо малорастворимые и газообразные вещества записывают в молекулярной форме.

В сокращенном ионно-молекулярном уравнении одинаковые ионы с обеих сторон знака «→» сокращаются, и остаются только частицы, вступающие в реакцию. Например, уравнения нейтрализации сильных кислот сильными основаниями:

H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + H₂O,

2HCl + Ba(OH)₂ = BaCl₂ + H₂O

выражаются одним и тем же ионно-молекулярным уравнением:

Н⁺ + ОН^– = Н₂О.

Аналогично, уравнения реакций:

СаCl₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2HCl,

Ca(NO₃)₂ + K₂SO₄ = CaSO₄ + 2KNO₃

выражают один и тот же процесс образования из ионов Ca²⁺ и SO₄^2– осадка малорастворимого электролита –сульфата кальция:

Ca²⁺ + SO₄^2– = CaSO₄.

В тех случаях, когда малорастворимые вещества (или слабые электролиты) имеются как слева от знака «→» в уравнении реакции, так и справа, равновесие смещается в направлении образования наименее диссоциированного вещества. Например, при нейтрализации слабой кислоты сильным основанием:

НNO₂ + NaOH = NaNO₂ + H₂O

НNO₂ + ОН^– = NO₂^– + H₂O.

В реакции участвуют два слабых электролита – слабая кислота НNO₂ и вода. При этом равновесие сильно смещается в сторону образования более слабого электролита (т.е. воды), константа диссоциации которого равна 1,8·10^–16, что значительно меньше константы диссоциации НNO₂ (K_a(НNO₂) = 6,9·10^–4).

Аналогично взаимодействуют между собой растворы слабого основания и сильной кислоты

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + 2Н⁺ = Zn²⁺ + 2H₂O.

Равновесие сильно смещено вправо, так как константа диссоциации Zn(OH)₂ (K_b(Zn(OH)₂) = 4·10^–5) больше, чем константа диссоциации воды.

Развернуть

Открыть в широком формате

– Конец работы –

Эта тема принадлежит разделу:

ХИМИЯ По изучению дисциплины и задания для контрольных работ

МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА РФ... Кафедра неорганической химии...

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ: Реакции ионного обмена в растворах электролитов

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ПО ИЗУЧЕНИЮ ДИСЦИПЛИНЫ
Самостоятельное изучение курса предполагает ознакомление с программой курса химии. Каждый студент выполняет одну контрольную работу и доставляет (или высылает по почте) в деканат заочного

Химические знаки, формулы и уравнения
Элементы принято обозначать химическими знаками (символами). Символ элемента состоит из первой буквы (или первой и одной из последующих букв) латинского названия элемента; первая буква всегда пропи

Основные законы химии
1. Закон сохранения массы вещества Масса веществ, вступающих в химическую реакцию равна массе веществ, образующихся в результате реакции. 2. Закон постоя

A) Оксиды
Самыми простыми химическими соединениями являются такие соединения, которые состоят только из двух элементов (т.е. бинарные). Названия таким соединениям дают по названию неметалла, образующего данн

B) Кислоты и основания
Кислотами называют химические соединения, которые при диссоциации в водных растворах в качестве катионов образуют только ионы Н+, что подчеркивается при составлен

C) Соли
Соли – продукты полного или частичного замещения ионов водорода в кислотах на ионы металла, или гидроксидных ионов в основаниях на кислотный остаток. Соли могут быть трех типов – нормальные, кислые

Способы выражения концентраций растворов
Изучение темы «растворы» студент начинает с того, что сначала изучает материал по учебному пособию. В процессе работы с учебником следует усвоить следующие основные понятия данного раздела курса:

Энергетика химических реакций
Перед решением заданий этого раздела студент должен по учебникам проработать и усвоить основные понятия и законы термодинамики: внутренняя энергия (U); энтальпия (H); энтропия (S); свободная энерги

Химическая кинетика и химическое равновесие
Химическая кинетика – раздел химии, изучающий закономерности протекания химических реакций во времени, а также механизмы химических превращений. Важным понятием химической кинетики является скор

Гидролиз солей
Гидролизом солей называют реакции ионного обмена между молекулами растворенной соли и молекулами воды с образованием слабого электролита (т.е. молекул или ионов слабого электролита). Студе

Окислительно-восстановительные реакции
Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР)называются такие реакции, в ходе которых происходит передача электронов от одних частиц (атомов, молекул, ионов) к другим, в результате чего ст

Электродные потенциалы и электродвижущие силы
Если при проведении окислительно-восстановительной реакции процессы окисления и восстановления разделить в пространстве, а переход электронов от восстановителя к окислителю проводить по внешней цеп

Коррозия металлов
Коррозией металлов называется самопроизвольно протекающий процесс разрушения металлов и сплавов в результате воздействия на них окружающей среды. Характер этого воздействия может иметь либо

Электролиз
Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического токачерез систему, состоящую из раствора или расплава электролита и из двух электродов,

ПРИЛОЖЕНИЯ
Т а б л и ц а 13. Номера вопросов для контрольной работы Предпоследняя цифра шифра Последняя цифра шифра

СПИСОК РЕКОМЕНДОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
О С Н О В Н А Я 1. Глинка Н.Л. Общая химия. – М., КноРус, 2009. 2. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М., Новая волна, 2006.