Водные растворы. Оба реагирующих веществ в водном растворе находятся в виде ионов

Вода — удивительное вещество с удивительными свойствами, которые еще до конца не изучены. Без нее человек не может долго прожить, поэтому люди внимательно относятся к сохранению водных ресурсов нашей планеты.

Вода как химическое вещество

Все знают формулу воды — H2O. Масса молекулы воды — 18, что в полтора раза меньше массы воздуха. Вода — это единственное вещество, которое может быть парообразным, жидким и твердым. В твердом состоянии она превращается в лед. Всем известно, что твердые вещества имеют большую плотность, чем жидкие. Только вода не придерживается и этого правила! Лед гораздо легче воды, поэтому и держится на поверхности.
Воду считают теплоемким веществом. Чтобы она нагрелась и превратилась в пар, необходимо затратить большое количество энергии. Энергия тратится на то, чтобы разорвать водородные связи. Вода переходит в газообразное состояние, и ее молекулы начинают двигаться на большом расстоянии друг от друга. Ее часто используют как теплоноситель, потому что она очень медленно отдает тепло.
Летом можно заметить, что вода в водоемах гораздо теплее воздуха. Объясняется это водородными связями. При нагревании их трудно разорвать. Когда вода охлаждается, молекулы начинают выстраиваться сами, выделяя при этом энергию.
В воде могут растворяться различные вещества. Это происходит из-за разрушения или образования связей между молекулами воды и частицами вещества, которое растворяется.
Вода есть повсюду. В нашем организме ее около 70%. Если организм человека потеряет около 3% воды, человек не сможет бегать. При потере 5% уже нельзя тренироваться. 10% — это показатель, который уже опасен для жизни. Избыток воды тоже может привести к негативным последствиям. Следует учитывать при употреблении и количество, и качество воды.

Состав воды

Вода — это жидкость, которая не имеет запаха и цвета. В составе молекулы воды есть два атома водорода и один атом кислорода, связанные ковалентной полярной связью.
Вода состоит из различных веществ. Она представляет собой достаточно сложный раствор, в котором есть различные вещества. Все компоненты ее химического состава делятся на несколько групп:

1. Макрокомпоненты (главные ионы). Вода их получает из почвы и горных пород.


2. Растворенные газы. Их количество зависит от температуры воды.


3. Биогенные элементы (химические соединения). Их источник — процессы, которые проходят внутри водоемов. В водоемы они попадают вместе с сельскохозяйственными, промышленными и бытовыми водами.


4. Микроэлементы. Это более тридцати веществ, среди которых находятся бром, кобальт, медь, цинк, селен и другие. В водоемах их не слишком много.


5. Растворенные органические вещества. Это органические формы биогенных элементов.


6. Токсичные вещества. Среди них можно выделить нефтепродукты, тяжелые металлы, фенолы, синтетические поверхностно-активные вещества.

В природной воде есть еще пузырьки газа и огромное число различных твердых частиц. Пример твердых неорганических частиц, которые могут входить в состав воды, — это ржавчина. В воде также есть отходы жизнедеятельности флоры и фауны, споры, водоросли, бактерии, вирусы и другие элементы.
Если вы хотите употреблять только качественную воду, то должны обратить внимание на "Графскую". Впервые о ней узнали еще в 14 веке! Ее добывают из артезианской скважины возле деревни Станьково. не содержит искусственных добавок. В ней сохранены все полезные элементы. "Графская" — это настоящая чистая вода, которая заботится о вашем здоровье.

Раствором называется твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, относительные количества которых могут изменяться в широких пределах.

Наиболее важный вид растворов - водные растворы, которые имеют значение для промышленности и обеспечения биохимических процессов в природе.

Однородность растворов делает их сходными с химическими соединениями, непостоянство состава приближает их к механическим смесям, таким образом можно сказать, что растворы занимают промежуточное положение между механическими смесями и химическими соединениями.

Образование водных растворов сопровождается изменением электрического момента диполя молекулы воды, их пространственной переориентацией, разрывом водородных связей.

Молекулы не электролитов образуют в структуре воды большие полости, энергия, необходимая для их образования, выделяется при разрыве водородных связей между молекулами воды.

Образование таких структур сопровождается выделением теплоты, так как энергия взаимодействия между молекулами не электролита и воды больше энергии взаимодействия между молекулами воды. Способствуя разрушению структуры воды, образование гидратов вызывает повышение температуры замерзания раствора. На этом свойстве водных растворов не электролитов основан газгидратный способ опреснения воды (пример гидратообразования в газовых скважинах и газопроводах).

При попадании в воду неполярных достаточно больших молекул не электролитов происходит разрыв водородных связей между молекулами воды, а новые связи с растворенным веществом не образуются, поэтому подобные соединения в воде не растворяются (углеводороды с длинной цепочкой).

В водных растворах электролитов происходит гидратация ионов, которая заключается во взаимодействии его ионов с молекулами воды и образовании гидратных оболочек вокруг них, а также в изменении теплового движения молекул воды.

При малой концентрации электролита в водном растворе могут сохраняться участки воды с ненарушенной структурой. В концентрированных растворах электролитов нет свободного растворителя - он весь входит в зону действия ионов, поэтому свойства разбавленных и концентрированных растворов одного и того же вещества различны.

Растворы, при концентрации электролита более 2 моль/л по структуре напоминают расплавленный кристалл электролита. Если в разбавленных растворах искажается структура воды ионами электролита, то концентрированные растворы можно представить как электролит, структура которого нарушена растворителем.

Примером взаимодействия ионов электролита с водой является электрострикция - уменьшение общего объема растворителя и электролита при взаимном смешении.

Продуктами взаимодействия растворителя с растворенными веществами являются сольваты , а процесс их образования называется сольватацией.

Частным случаем сольватации является гидратация - взаимодействие растворенных веществ с водой, в результате которого образуются гидраты. Молекулы воды при гидратации не разрушаются, гидраты же в большинстве своем неустойчивы, однако некоторые из них способны удерживать воду даже в твердом кристаллическом состоянии, например глауберова соль Na 2 SO 4 10 Н 2 О, медный купорос Cu SO 4 5 Н 2 О, железный купорос FeSO 4 7H 2 О. Такие вещества получили название кристаллогидратов. По своим свойствам гидраты отличаются от безводных соединений.

Уникальные особенности водных растворов

Водный раствор представляет собой раствор, который взаимодействует с водой. Что делает воду существенной, так как она может позволить веществам растворяться и / или диссоциировать на ионы внутри нее.

Электролиты

Вода обычно представляет собой растворитель, содержащийся в водном растворе, где растворителем является вещество, которое растворяет растворенное вещество. Растворённое вещество представляет собой вещество или соединение, растворенное в растворителе. Раствор имеет меньшее количество частиц, чем растворитель, где частицы находятся в случайном движении. Интересно, что водные растворы с ионами в некоторой степени проводят электричество. Чистая вода с очень низкой концентрацией ионов не может проводить электричество. Когда растворенное вещество диссоциирует в воде с образованием ионов, его называют электролитом из-за того, что раствор является хорошим электрическим проводником. Когда никакие ионы не образуются или содержание ионов невелико, растворенное вещество является неэлектролитом. Неэлектролиты не проводят электричество или проводят его в очень малой степени.

В водном растворе сильный электролит считается полностью ионизированным или диссоциированным в воде, то есть он растворим. Сильные кислоты и основания обычно являются сильными электролитами. Тогда слабый электролит считается не полностью диссоциированным, поэтому он все еще содержит целые соединения и ионы в растворе. Слабые кислоты и основания обычно являются слабыми электролитами. Другими словами, сильные электролиты имеют лучшую тенденцию подавать ионы в водный раствор, чем слабые электролиты, и поэтому сильные электролиты создают водный раствор, который является лучшим проводником электричества.

Пример MgCl 2 в воде: M g C l 2 → M g 2 + (a q ) + 2 C l − (a q ) Ионное соединение полностью диссоциирует с образованием ионов в воде, поэтому он является сильным электролитом. Теперь давайте посмотрим на слабый электролит: H C 2 H 3 O 2 (a q ) ⇌ H + (a q ) + C 2 H 3 O 2 − (a q ) В этой ситуации ионное соединение, (HC 2 H 3 O 2), лишь частично диссоциирует, что выражается двойными стрелками в реакции. Это означает, что реакция обратима и никогда не заканчивается. HC 2 H 3 O 2 в этой ситуации лишь частично диссоциирует, что выражается двойными стрелками в реакции. Это означает, что реакция обратима и никогда не заканчивается. He \ (H ^ + \) катион является протоном, который взаимодействует с молекулами \ (H_2O \), в которые он погружен. Взаимодействие называется H + H +. Катион является протоном, который взаимодействует с молекулами H 2 OH 2 O, погруженным в. Это взаимодействие называется гидратацией. Фактический ион Н + не существует в водном растворе. Это ион гидроня, \ (H_3O ^ + \), который взаимодействует с водой, создает дополнительные виды, такие как \ (H_5O_2 ^ + \), \ (H_9O_4 ^ + \) и \ (H_7O_3 ^ + \). \ (H_3O ^ + \) можно просто описать как гидратацию одного H H3O + H3O +, который взаимодействует с водой для создания дополнительных видов, таких как H 5 O + 2H 5 O 2 + , H 9 O + 4H 9 O 4 + и H 7 O + 3H 7 O 3 + . H 3 O + H 3 O + можно просто описать как гидратацию одной H + и одной молекулы воды. Для неэлектролитов все, что нужно сделать, это написать молекулярную формулу, потому что не происходит никакой реакции или диссоциации. Одним из примеров неэлектролита является сахар: записывается как \ (C_6H_ {12} O_6 (aq) \). C6H12O6 (водн.) C6H12O6 (водн.).

Концентрации ионов

В водном растворе количество ионов вида связано с количеством молей этого вида на концентрацию вещества в водном растворе. Молярность — это число молей растворенного вещества (n), деленного на общий объем (V) решения: (n), деленный на общий объем (V) решения:

Молярность или концентрация могут быть представлены путем размещения растворенного вещества в скобках () для концентрации ионов хлорида. для концентрации Хлорид-ионы.

Реакции осаждения

Реакции осаждения происходят, когда катионы и анионы в водном растворе объединяются с образованием нерастворимого ионного твердого вещества, называемого осадком. Независимо от того, происходит ли такая реакция, можно определить, используя правила растворимости для обычных ионных твердых тел. Поскольку не все водные реакции образуют осадки, перед определением состояния продуктов и написанием чистого ионного уравнения необходимо проконсультироваться с правилами растворимости. Способность прогнозировать эти реакции позволяет ученым определять, какие из ионов присутствуют в растворе, и позволяет отраслям создавать химические вещества путем извлечения компонентов из этих реакций.

Свойства осадков

схема образования осадка в растворе.

Осадки представляют собой нерастворимые ионные твердые продукты реакции, образующиеся, когда определенные катионы и анионы объединяются в водном растворе. Определяющие факторы образования осадка могут меняться. Некоторые реакции зависят от температуры, например, от растворов, используемых для буферов, тогда как другие зависят только от концентрации раствора. Твердые вещества, полученные в реакциях осаждения, представляют собой кристаллические твердые вещества и могут суспендироваться по всей жидкости или падать на дно раствора. Оставшаяся жидкость называется супернатантной жидкостью. Два компонента смеси (осадок и супернатант) могут быть разделены различными способами, такими как фильтрация, центрифугирование или декантирование.

Реакции осаждения и двойной замены

Использование правил растворимости требует понимания того, как реагируют ионы. Большинство реакций осаждения являются реакциями с одной заменой или реакциями с двойной заменой. Реакция двойной замены происходит, когда два ионных реагента диссоциируют и связывают с соответствующим анионом или катионом из другого реагента. Ионы заменяют друг друга на основе их зарядов как катион или анион. Это можно рассматривать как «коммутаторы». То есть два реагента, каждый из которых «теряет» своего партнера и формирует связь с другим партнером.

Реакция с двойной заменой конкретно классифицируется как реакция осаждения, когда рассматриваемое химическое уравнение происходит в водном растворе, и один из образованных продуктов является нерастворимым. Ниже приведен пример реакции осаждения:

Оба реагента являются водными и один продукт является твердым. Поскольку реагенты являются ионными и водными, они диссоциируют и поэтому растворимы. Тем не менее, существует шесть рекомендаций по растворимости, которые используются для прогнозирования того, какие молекулы нерастворимы в воде. Эти молекулы образуют твердый осадок в растворе.

Правила растворения

1. Соли, образованные катионами группы 1 и катионами NH + 4 NH + 4 , являются растворимыми. Существуют некоторые исключения для некоторых солей Li + .
2. Растворимы ацетаты (C 2 H 3 O-2C 2 H 3 O 2 —), нитраты (NO — 3 NO 3 —) и перхлораты (ClO — 4 ClO 4 —).
3. Бромиды, хлориды и иодиды растворимы.
4. Сульфаты (SO 2 — 4SO 4 2-) растворимы, за исключением сульфатов, образованных с Ca 2+ Ca 2+ , Sr 2+ Sr 2+ и Ba 2+ Ba 2+ .
5. Соли, содержащие серебро, свинец и ртуть (I), нерастворимы.
6. Карбонаты (CO 2- 3 CO 2- 3), фосфаты (PO 3- 4 PO 4 3-), сульфиды, оксиды и гидроксиды (OH — OH —) нерастворимы. Исключение составляют сульфиды, образованные катионами и гидроксидами группы 2, образованными кальцием, стронцием и барием.

Если в правилах указывается, что ион растворим, то он остается в форме водного иона. Если ион нерастворим в соответствии с правилами растворимости, он образует твердое вещество с ионом из другого реагента. Если показано, что все ионы в реакции растворимы, то реакция осаждения не происходит.

Ионные уравнения

Чтобы понять определение чистого ионного уравнения, напомним уравнение для реакции двойной замены. Поскольку эта конкретная реакция представляет собой реакцию осаждения, состояния материи могут быть назначены каждой переменной паре:

Первым шагом к написанию чистого ионного уравнения является отделение растворимых (водных) реагентов и продуктов в их соответствующие катионы и анионы. Осадки не диссоциируют в воде, поэтому твердое вещество не должно разделяться. Полученное уравнение выглядит так:

В приведенном выше уравнении на обеих сторонах уравнения присутствуют А + и Д — ионы. Они называются зрительными ионами, поскольку они остаются неизменными в течение всей реакции. Поскольку они проходят через неизмененное уравнение, их можно устранить, чтобы показать чистое ионное уравнение:

Чистое ионное уравнение показывает только реакцию осаждения. Чистое ионное уравнение должно быть сбалансировано с обеих сторон не только с точки зрения атомов элементов, но и с точки зрения электрического заряда. Реакции осаждения обычно представлены исключительно чистыми ионными уравнениями. Если все продукты являются водными, чистое ионное уравнение не может быть записано, потому что все ионы нейтрализуются как зрительные ионы. Поэтому реакция осаждения не происходит.

Практические проблемы

Напишите чистое ионное уравнение для реакций потенциального двойного смещения. Не забудьте включить состояния материи и сбалансировать уравнения.

1. Независимо от физического состояния продуктами этой реакции являются Fe(OH) 3 и NaNO3. Правила растворимости предсказывают, что NaNO 3 растворима, поскольку все нитраты растворимы. Однако Fe(OH) 3 нерастворим, поскольку гидроксиды нерастворимы, и Fe не является одним из катионов, что приводит к исключению. После диссоциации ионное уравнение выглядит следующим образом:

Отмена зрительных ионов оставляет чистое ионное уравнение.

Электролиты и неэлектролиты

Из уроков физики известно, что растворы од­них веществ способны проводить электрический ток, а других - нет.

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами .

Вещества, растворы кото­рых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами . Например растворы сахара, спирта, глюкозы и некоторых других веществ не проводят элек­трический ток.

Электролитические диссоциация и ассоциация

Почему же растворы элек­тролитов проводят электри­ческий ток?

Шведский ученый С. Ар­рениус, изучая электропро­водность различных веществ, пришел в 1877 г. к выводу, что причиной электропровод­ности является наличие в растворе ионов , которые образуются при растворении электролита в воде.

Процесс распада электролита на ионы называ­ется электролитической диссоциацией .

С. Аррениус, который придерживался физиче­ской теории растворов, не учитывал взаимодей­ствия электролита с водой и считал, что в раство­рах находятся свободные ионы. В отличие от него русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяков- ский применили к объяснению электролитической диссоциации химическую теорию Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита про­исходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы . Они считали, что в растворах находятся не свободные, не «голые» ионы, а гидратированные, т. е. «одетые в шубку» из молекул воды.

Молекулы воды представляют собой диполи (два полюса), так как атомы водорода расположены под углом 104,5°, благодаря чему молекула имеет угло­вую форму. Молекула воды схематически представ­лена ниже.

Как правило, легче всего диссоциируют веще­ства с ионной связью и, соответственно, с ионной кристаллической решеткой, так как они уже состо­ят из готовых ионов. При их растворении диполи во­ды ориентируются противоположно заряженными концами вокруг положительных и отрицательных ионов электролита.

Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения . В ре­зультате связь между ионами ослабевает, и про­исходит переход ионов из кристалла в раствор. Очевидно, что последовательность про­цессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей и щелочей), будет такой:

1) ориентация молекул (диполей) воды около ио­нов кристалла;

2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла;

3) диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно происходящие процессы можно от­разить с помощью следующего уравнения:

Аналогично диссоциируют и электролиты, в мо­лекулах которых ковалентная связь (например, мо­лекулы хлороводорода HCl, смотри ниже); только в этом случае под влиянием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ион­ную; последовательность процессов, происходящих при этом, будет такой:

1) ориентация молекул воды вокруг полюсов моле­кул электролита;

2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с молекулами электролита;

3) ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную);

4) диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно процесс диссоциации соляной кис­лоты можно отразить с помощью следующего урав­нения:

Следует учитывать, что в растворах электро­литов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. Ассоциация в растворах происходит параллельно с диссоциацией, поэтому в уравнени­ях реакций ставят знак обратимости.

Свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных. Например, негидрати­рованный ион меди Cu 2+ - белый в безводных кри­сталлах сульфата меди (II) и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т. е. связан с молекулами во­ды Cu 2+ nH 2 O. Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды.

Степень электролитической диссоциации

В растворах электролитов наряду с ионами при­сутствуют и молекулы. Поэтому растворы электро­литов характеризуются степенью диссоциации , ко­торая обозначается греческой буквой а («альфа»).

Это отношение числа частиц, распавшихся на ионы (N g), к общему числу растворенных частиц (N p).

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях или про­центах. Если а = 0, то диссоциация отсутствует, а если а = 1, или 100 %, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты име­ют различную степень диссоциации, т. е. степень диссоциации зависит от природы электролита. Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается.

По степени электролитической диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные электролиты - это электролиты, кото­рые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов зна­чение степени диссоциации стремится к единице.

К сильным электролитам относятся:

1) все растворимые соли;

2) сильные кислоты, например: H 2 SO 4 , HCl, HNO 3 ;

3) все щелочи, например: NaOH, KOH.

Слабые электролиты - это такие электроли­ты, которые при растворении в воде почти не дис­социируют на ионы. У таких электролитов значе­ние степени диссоциации стремится к нулю.

К слабым электролитам относятся:

1) слабые кислоты - H 2 S, H 2 CO 3 , HNO 2 ;

2) водный раствор аммиака NH 3 H 2 O;

4) некоторые соли.

Константа диссоциации

В растворах слабых электролитов вследствие их неполной диссоциации устанавливается динамичес­кое равновесие между недиссоциированными моле­кулами и ионами . Например, для уксусной кислоты:

Можно применить к этому равновесию закон действующих масс и записать выражение констан­ты равновесия:

Константу равновесия, характеризующую про­цесс диссоциации слабого электролита, называют константой диссоциации .

Константа диссоциации характеризует способ­ность электролита (кислоты, основания, воды) диссо­циировать на ионы . Чем больше константа, тем лег­че электролит распадается на ионы, следовательно, тем он сильнее. Значения констант диссоциации для слабых электролитов приводятся в справочниках.

Основные положения теории электролитической диссоциации

1. При растворении в воде электролиты диссо­циируют (распадаются) на положительные и отри­цательные ионы.

Ионы - это одна из форм существования хими­ческого элемента. Например, атомы металла натрия Na 0 энергично взаимодейству­ют с водой, образуя при этом щелочь (NaOH) и водород Н 2 , в то время как ионы натрия Na + таких продуктов не обра­зуют. Хлор Cl 2 имеет желто­зеленый цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора Cl — бесцветны, не ядовиты, лишены запаха.

Ионы - это положительно или отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов одного или нескольких химических элементов в результате отдачи или присоединения электронов.

В растворах ионы беспорядочно передвигаются в различных направлениях.

По составу ионы делятся на простые - Cl — , Na + и сложные - NH 4 + , SO 2 — .

2. Причиной диссоциации электролита в вод­ных растворах является его гидратация, т. е. взаи­модействие электролита с молекулами воды и раз­рыв химической связи в нем.

В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами во­ды, ионы. Следовательно, по наличию водной обо­лочки ионы делятся на гидратированные (в раствоpax и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях).

3. Под действием электрического тока положитель­но заряженные ионы движутся к отрицательному по­люсу источника тока - катоду и поэтому называют­ся катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу ис­точника тока - аноду и по­этому называются анионами.

Следовательно, существу­ет еще одна классификация ионов - по знаку их заряда .

Сумма зарядов катионов (Н + , Na + , NH 4 + , Cu 2+) равна сумме зарядов анионов (Cl — , OH — , SO 4 2-), вследствие че­го растворы электролитов (HCl, (NH 4) 2 SO 4 , NaOH, CuSO 4) остаются электронейтральными.

4. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый для слабых электролитов.

Наряду с процессом диссоциации (распад элек­тролита на ионы) протекает и обратный процесс - ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравне­ниях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

5. Не все электролиты в одинаковой мере диссо­циируют на ионы.

Зависит от природы элек­тролита и его концентрации. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

Свойства растворов слабых электролитов об­условлены молекулами и ионами, образовавшими­ся в процессе диссоциации, которые находятся в динамическом равновесии друг с другом.

Запах уксусной кислоты обусловлен наличием молекул CH 3 COOH, кислый вкус и изменение окра­ски индикаторов связаны с наличием в растворе ионов H + .

Свойства растворов сильных электролитов опре­деляются свойствами ионов, которые образуются при их диссоциации.

Например, общие свойства кислот, такие как кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др., обусловлены наличи­ем в их растворах катионов водорода (точнее, ионов оксония H 3 O +). Общие свойства щелочей, такие как мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др. связаны с присутствием в их рас­творах гидроксид-ионов OH — , а свойства солей - с распадом их в растворе на катионы металла (или аммония) и анионы кислотных остатков.

Согласно теории электролитической диссоциа­ции все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами . Этим обуслов­лена высокая скорость многих химических реак­ций в растворах электролитов.

Реакции, протекающие между ионами, называ­ют ионными реакциями , а уравнения этих реак­ций - ионными уравнениями .

Реакции ионного обмена в водных растворах мо­гут протекать:

1. Необратимо , до конца.

2. Обратимо , то есть протекать одновременно в двух противоположных направлениях. Реакции обмена между сильными электролита­ми в растворах протекают до конца или практи­чески необратимы, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества:

а) нерастворимые;

б) малодиссоциирующие (слабые электролиты);

в) газообразные.

Приведем несколько примеров молекулярных и сокращенных ионных уравнений:

Реакция необратима , т. к. один из ее про­дуктов - нерастворимое вещество.

Реакция нейтрализации необратима , т. к. об­разуется малодиссоциирующее вещество - вода.

Реакция необратима , т. к. образуется газ CO 2 и малодиссоциирующее вещество - вода.

Если среди исходных веществ и среди продуктов реакции имеются слабые электролиты или мало­растворимые вещества, то такие реакции являются обратимыми, т. е. до конца не протекают.

В обратимых реакциях равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ.

Например:

Равновесие смещается в сторону образования более слабого электролита - H 2 O. Однако до конца такая реакция протекать не будет: в растворе оста­ются недиссоциированные молекулы уксусной кис­лоты и гидроксид-ионы.

Если исходные вещества - сильные электро­литы, которые при взаимодействии не образуют нерастворимых или малодиссоциирующих веществ или газов, то такие реакции не протекают: при сме­шивании растворов образуется смесь ионов.

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости

2.Вещество, которое в водном растворе не диссоциирует на ионы: H 2SO4 2) Mg(OH)2 3) FeCl3 4) NaOH.

Картинка 2 из презентации «Химические свойства оснований» к урокам химии на тему «Классы неорганических соединений»

Размеры: 960 х 720 пикселей, формат: jpg. Чтобы бесплатно скачать картинку для урока химии, щёлкните по изображению правой кнопкой мышки и нажмите «Сохранить изображение как...». Для показа картинок на уроке Вы также можете бесплатно скачать презентацию «Химические свойства оснований.ppt» целиком со всеми картинками в zip-архиве. Размер архива - 128 КБ.

Скачать презентацию

Классы неорганических соединений

«Химические свойства оснований» - Лабораторный опыт. Вещество, которое в водном растворе не диссоциирует на ионы. Сложные неорганические соединения. Применение оснований. Щёлочи. Реакция нейтрализации. Вещество. Взаимодействие нерастворимых оснований с кислотами. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами. Установите соответствие.

«Важнейшие классы неорганических соединений» - Водород. Трудности. Уравнения реакции. Прогресс. Результаты. Формулы. Основные классы неорганических соединений. Основание. Группы атомов. Найдите потерявшихся родственников. Масса полученной соли. Степень окисления. Свойства оснований. Урок. Найдите лишнее в каждом ряду. Кислород. Кислота. Металл. Кварцевый песок.

«Классы неорганических соединений» - Кислоты. 1.Назовите известные вам классы неорганических соединений. Осуществите превращения. Основания. Соли. Классы неорганических веществ. Генетическая связь между неорганическими соединениями. Оксиды.

«Основания» - Основания (по составу). Генетическая связь. Задания. Классификация. Основания. Нерастворимые основания (расставьте коэффициенты). Получение 1) щелочь + соль NaOH+CuSO4 ? Cu(OH)2+Na2SO4. Основные оксиды. Осуществить превращения: CaO ? Ca(OH)2 ? CaCI2. Классификация оснований. Содержание. Получение 1) щелочь + соль NaOH+ZnSO4? Zn(OH)2+Na2SO4.

«Основания, соли, кислоты, оксиды» - Наиболее сильные основные свойства. Кислоты. Кислотные свойства. Оксиды, основания, кислоты и соли. Выберите из перечня веществ кислоту. Соль. Основания. Выберите из перечня веществ соль. Классификация оксидов. Химические свойства – сводная таблица. Генетическая связь неорганических веществ. Основные оксиды.

«Основные классы неорганических соединений» - Укажите какие из перечисленных реакций относятся к реакциям нейтрализации? Кислотные оксиды реагируют: Тяжело в учении, легко в бою!!! Путешествие на подводной лодке «Генезис". Работа боцмана. Основайские острова. Соляндия. Химический диктант. 1. С основными оксидами 2. С основаниями 3. С водой 4. С солями.

Всего в теме 12 презентаций