Реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов.

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 9 из 12Следующая ⇒

Существует несколько форм связывания ионов:

1. Образование осадка

2. Выделение газа

3. Образование слабого электролита.

· 1. Образование осадка:

BaCl₂ + Na₂CO₃ → BaCO₃↓ + 2NaCl.

Ba²⁺+2Cl^- + 2Na⁺₊CO₃^2-→ BaCO₃↓ + 2Na⁺+2Cl^- полное ионное уравнение

Ba²⁺ + CO₃^2-→ BaCO₃↓ сокращенное ионное уравнение.

Сокращенное ионное уравнение показывает, что при взаимодействии любого растворимого соединения, содержащего ион Ba²⁺, с соединением, содержащим карбонат-анион CO₃^2-, в результате получится нерастворимый осадок BaCO₃↓.

· 2. Выделение газа:

Na₂CO₃ +H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

2Na⁺ + CO₃^2- +2H⁺+ SO₄^2- → 2Na⁺ + SO₄^2- + H₂O + CO₂↑ полное ионное уравнение

2H⁺ + CO₃^2- → H₂O + CO₂↑ сокращенное ионное уравнение.

· 3. Образование слабого электролита:

KOH + HBr → KBr + H₂O

K⁺ + OH^- + H⁺ + Br^- → K⁺ + Br^- + H₂O полное ионное уравнение

OH^- + H⁺ → H₂O сокращенное ионное уравнение.

Рассматривая эти примеры, мы убедились, что все реакции в растворах электролитов происходят в направлении связывания ионов.

Подведение итога урока

В ходе урока мы рассмотрели теорию электролитической диссоциации и познакомились с определением электролитов. Узнали о физической и химической теории растворов. Рассмотрели в свете теории электролитической диссоциации определение оснований, кислот и солей, а также научились составлять уравнения реакций ионного обмена и узнали об условиях необратимости.

Гидролиз солей

Практическое применение.

На практике с гидролизом учителю приходится сталкиваться, например при приготовлении растворов гидролизующихся солей (ацетат свинца, например). Обычная “методика”: в колбу наливается вода, засыпается соль, взбалтывается. Остается белый осадок. Добавляем еще воды, взбалтываем, осадок не исчезает. Добавляем из чайника горячей воды – осадка кажется еще больше… А причина в том, что одновременно с растворением идет гидролиз соли, и белый осадок, который мы видим это уже продукты гидролиза – малорастворимые основные соли. Все наши дальнейшие действия, разбавление, нагревание, только усиливают степень гидролиза. Как же подавить гидролиз? Не нагревать, не готовить слишком разбавленных растворов, и поскольку главным образом мешает гидролиз по катиону – добавить кислоты. Лучше соответствующей, то есть уксусной.

В других случаях степень гидролиза желательно увеличить, и чтобы сделать щелочной моющий раствор бельевой соды более активным, мы его нагреваем – степень гидролиза карбоната натрия при этом возрастает.

Важную роль играет гидролиз в процессе обезжелезивания воды методом аэрации. При насыщении воды кислородом, содержащийся в ней гидрокарбонат железа(II) окисляется до соли железа(III), значительно сильнее подвергающегося гидролизу. В результате происходит полный гидролиз и железо отделяется в виде осадка гидроксида железа(III).

На этом же основано применение солей алюминия в качестве коагулянтов в процессах очистки воды. Добавляемые в воду соли алюминия в присутствии гидрокарбонат-ионов полностью гидролизуются и объемистый гидроксид алюминия коагулирует, увлекая с собой в осадок различные примеси.

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Запишите уравнения гидролиза солей и определите среду водных растворов (рН) и тип гидролиза:
Na₂SiO₃ , AlCl₃, K₂S.

№2. Составьте уравнения гидролиза солей, определите тип гидролиза и среду раствора:
Сульфита калия, хлорида натрия, бромида железа (III)

№3. Составьте уравнения гидролиза, определите тип гидролиза и среду водного раствора соли для следующих веществ:
Сульфид Калия - K₂S, Бромид алюминия - AlBr₃, Хлорид лития – LiCl, Фосфат натрия - Na₃PO₄, Сульфат калия - K₂SO₄, Хлорид цинка - ZnCl₂, Сульфит натрия - Na₂SO₃, Cульфат аммония - (NH₄)₂SO₄, Бромид бария - BaBr₂.