Как пишутся уравнения диссоциации

Правила составления уравнений диссоциации электролитов

1. При диссоциации сильных электролитов ставится знак « = » (равенства) или « ® » ( одна стрелочка). Этот знак обозначает полную диссоциацию.

2. При диссоциации слабых ( и средней силы) электролитов – знак « Û » (обратимости). Этот знак обозначает частичную диссоциацию.

Правила написания ионных уравнений

В ионных уравнениях на ионы расписываются:

КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ

Важнейшей характеристикой количественного содержания компонентов в системе является концентрация растворов.

Концентрацией растворовназывают определенное массовое (или объемное) содержание растворенного вещества в определенном массовом (или объемном) количестве растворителя или раствора.

Существуют несколько методов выражения концентрации растворов. Рассмотрим самые распространенные из них:

При решении задач необходимо обращать особое внимание на размерность применяемых величин и обязательно приводить их в соответствие друг другу. Поэтому при подстановке численных значений в формулы надо указывать размерность величин. Решение задач оформлять обязательнов соответствии с приведенными примерами (см. стр. 67 – 71).

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз– это процесс взаимодействия соли с водой, в результате которого происходит смещение ионного равновесия воды и изменение значения рН раствора. Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой основания и кислоты, образующих соль.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются. Их водные растворы нейтральны.

В гидролизе участвуют ионы слабого основания и/или слабой кислоты.

· Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием,например, NH₄Cl:

NH₄Cl = NH₄ + +Cl —

Гидролизу подвергается катион слабого основания NH₄ + :

NH₄ + + HOH Û NH₄OH + H + (ионы H + в избытке).

NH₄Cl + H₂O Û NH₄OH + HCl – кислая среда (рН + + SO₃ 2 —

Гидролизу подвергается анион слабой кислоты SO₃ 2 — :

1-я ступень: SO₃ 2 — +HOH Û HSO₃ — +OH — (ионы OH — в избытке).

Молекулярное уравнение 1-й ступени:

Na₂SO₃ + H₂O Û NaHSO₃ + NaOH – щелочная среда (рН > 7).

При обычных условиях гидролиз протекает главным образом по первой ступени.

· Гидролиз солей образованных слабым основанием и слабой кислотой ((NH₄)₂CO₃, Al₂S₃ и т.д.), гидролизуются как по катиону, так и по аниону. В этом случае гидролиз соли протекает до конца: в уравнении происходит замена знака “Û” на “=”, а рН среды определяется силой кислоты и основания:

NH₄ClO = NH₄ + + ClO —

NH₄ + + ClO — + HOH = NH₄OH + HClO

K(HClO) = 3×10 -8 -5 , так как основание является более сильным электролитом, чем кислота, среда слабощелочная рН > 7.

· Совместный гидролиз двух солей Если в растворе одновременно присутствуют ионы, связывающие Н + и ОН — , то в соответствии с принципом Ле Шателье равновесие смещается в сторону усиления процесса гидролиза. Гидролиз может протекать необратимо с образованием малорастворимого и газообразного веществ.

В качестве примера можно рассмотреть совместный гидролиз следующих солей:

2Al 3+ + 3S 2 — + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

7.ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

РЕАКЦИИ (ОВР)

Окислительно-восстановительными называются реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:

Источник статьи: http://lektsii.org/7-23698.html

Составлять уравнения электролитической диссоциации кислот, щелочей и солей

3. Составлять уравнения реакций ионного обмена, понимать их сущность.

1.Записать молекулярное уравнение реакции

2.С помощью таблицы растворимости определить растворимость каждого вещества.

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 — + Fe 3+ + 3Cl — = Fe(OH)₃ + 3Na + + 3Cl —

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

5.Составить сокращенное ионное уравнение (выпишите знаки, формулы ионов или веществ, которые приняли участие в реакции).

4. Составлять уравнения реакций, характеризующих химические свойства кислот, оснований, оксидов и солей в молекулярном и ионном виде.

Определять окислители и восстановители, отличать окислитель – восстановительные реакции от других типов реакций, расставлять коэффициенты в окислительно – восстановительных реакциях методом электронного баланса

Источник статьи: http://studopedia.ru/11_19184_otlichat-reaktsii-razlozheniya-soedineniya-zameshcheniya-i-obmena-drug-ot-druga-sostavlyat-uravneniya-reaktsiy-dannih-tipov.html

Напишите, пожалуйста, правила для уравнений диссоциации веществ. Или ссылку киньте, пожалуйста.

При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации) .

Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).

Электролитическая диссоциация — процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией) .

Степень электролитической диссоциации (a) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы к общему числу молекул, введенных в раствор .
Электролитическая диссоциация веществ, идущая с образованием свободных ионов объясняет электрическую проводимость растворов.

Процесс электролитической диссоциации принято записывать в виде схемы, не раскрывая его механизма и опуская растворитель (H2O), хотя он является основным участником.
Из электронейтральности молекул вытекает, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю.

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.
Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода
Н3РО4 → Н (+) + Н2РО4(-)(первая ступень)

Н2РО-4→ Н (+) + НРO4(2-) (вторая ступень)

НРО2-4→ Н (+) PО4(З-) (третья ступень)

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени.

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.
Например: KOH→ K(+) + OH(-)

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп) . Например, NН4ОН — однокислотное основание, Са (ОН) 2 — двухкислотное, Fе (ОН) 3 — трехкислотное и т. д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато

Ca(ОН) 2 ↔Са (ОН) + + OH(-) (первая ступень)

Ca(OH)(+) ↔Ca(2+)+OH(-) (вторая ступень)

Однако имеются электролиты, которые при диссоциации одновре­менно образуют катионы водорода, и гидроксид-ионы. Эти электроли­ты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ.
Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН) 2 можно выра­зить уравнением
2ОН (-) + Zn(2+) + 2Н2О ↔ Zn(ОН) 2 + 2Н2О ↔ [Zn(ОН) 4](2-)+ 2Н (+)

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония NH4(+) и анионы кислотных остатков.
Кислые и основные соли диссоци­ируют ступенчато.
У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода KHSO4 ↔ K(+) + HSO4(-) а затем: HSO4(-)↔ H(+)+SO4(2-)
У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы. Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH)(+)+Cl(-) и потом
Mg(OH)(+) ↔ Mg(2+)+OH(-)
Теорию электролитической диссоциации изложил С. Аррениус.
Удачи!

Источник статьи: http://otvet.mail.ru/question/67651325

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:

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.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020

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.

Пройдите тест для закрепления знаний

Наибольшее количество хлорид ионов образуется при диссоциации 1 моль FeCl₃ (3 иона Cl — ).

Диссоциации не подвергаются нерастворимые соли, кислоты, основания.

Существует 3 ступени диссоциации для ортофосфорной кислоты. Концентрация ионов на более высоких ступенях всегда ниже, чем на более низких.

Уксусная кислота (органическое вещество) относится к неэлектролитам.

Раствор поваренной соли является электролитом: хорошо проводит электрический ток.

Источник статьи: http://studarium.ru/article/159