Презентация по Химии "Электролитическая диссоциация" - скачать смотреть бесплатно

Август 31, 2022

Главная
Химия
Презентация по Химии "Электролитическая диссоциация" - скачать смотреть бесплатно

Содержание

2. Электролитическая диссоциация
3. Студент должен: Знать: положения теории электролитической диссоциации электролитов и гидролиза солей Уметь: Составлять молекулярно-ионные уравнения диссоциации
4. Электролитическая диссоциация- распад вещества на ионы в растворах полярных растворителей или в расплавах. Если вещество при
5. По величине степени диссоциации электролиты делятся на две группы: 1) если α > 0,3 (30%), то
6. Диссоциация слабых электролитов- процесс обратимый и ступенчатый: СН3СООН СН3СОО-+Н+, для него устанавливается состояние химического равновесия, которое
7. Свойства химических соединений в растворах определяются характером их диссоциации: HCl→H++Cl- (кислоты при диссоциации дают ионы H+);
8. Al(OH)3 + 3NaOHрастворNa3[Al(OH )6]; Sn(OH)2 +2HCl→SnCl2 + 2H2O; Sn(OH)2 + 2NaOHсплавление Na2SnO2 + 2H2O Sn(OH)2 +
9. Процесс ионизации воды протекает по уравнению: H2O H+ +OH- +55,9 кДж/моль. В нейтральных растворах: СМ(H+ )=
10. Кислотно-основные индикаторы- это вещества, меняющие окраску при изменении рН раствора. Индикаторами могут быть слабые органические кислоты
11. Пример 1. Составьте молекулярное уравнение реакций, если сокращенное ионное уравнение записывается в виде: а) Сl- +
12. б) ZnS↓+ 2Н+ →Zn2+ + H2S. Кислота - сильный электролит, должна образовывать с ионом цинка растворимую
13. Пример 2. Вычислите рН 0,1 М раствора соляной кислоты (α = 100%). Решение. Если α =
14. Пример 3. Вычислите рН 0,01 М раствора гидроксида натрия ( α= 100%). Решение. NaOH → Na++
15. 1.Запишите уравнение реакций в ионном (полном и сокращенном) виде: a)Cu(NO3)2+KOH→ ...; д) HN03 + Ва(ОН)2→..; б)
16. 2. Можно ли приготовить растворы, содержащие одновременно следующие вещества: а)Na2СO3 и НС1; г) NH4NO3 и NaOH;
17. 4. Составьте молекулярное уравнение реакций, если сокращенное ионное уравнение записывается в виде: а) Cu2+ + 2S3-
18. 6.Вычислите концентрацию ионов водорода в 0,01 М растворе гидроксида аммония NH4OH, если степень диссоциации составляет 0,2%.
19. ИОННЫЕ ПРОЦЕССЫ
20. Реакции в растворах электролитов, при которых не происходит изменение зарядов ионов, входящих в соединение, называются обменными
21. При выводе ионно-молекулярных уравнений необходимо придерживаться следующей формы записи: а) сильные электролиты следует писать в виде
22. Образование комплексного иона: HgJ2 + 2KJ = K2[HJ4] HgJ2 + 2K+ +2J-=2K+ + [HgJ4]2- HgJ2+ 2J-=
23. в) Образование слабой кислоты: 2CH3COONa + H2SO2= 2CH3COOH + Na 2SO4 2CH3COO- + 2H+ =2CH3COOH г)
24. Абсолютно нерастворимых веществ нет. В насыщенном растворе малорастворимого электролита, например BaSO4, находящегося в соприкосновении с твердой
25. В таком случае, на основании закона действия масс, состояние равновесия зависит только от произведения концентрации ионов,
26. Из понятия ПР вытекает условие образования осадков: труднорастворимый электролит выпадает в осадок, когда произведение концентраций его
27. Пример 1. Написать ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между водными растворами следующих веществ: a) HCI и NaOH;
28. В реакции (д) два слабых электролита, но так как. реакции идут в сторону большего связывания ионов
29. Пример 2. Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения: a) SО32¯ +2Н+ = SО2
30. Например: а) Na2SO3 + 2HCI =2NaCI + SO2 + Н2О б)Pb(NO3)2+K2CrO4=PbCrO4+2KNO3 в) КНСО3 + КОН =
31. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
32. Гидролиз солей- это обменные реакции ионов соли и молекул воды, приводящие к образованию ионов или молекул
33. Гидролиз- процесс обратимый, его равновесие сильно смещено влево, в сторону исходных веществ. Равновесие реакции гидролиза подчиняется
34. Примеры решения задач Пример 1. запишите уравнения реакций гидролиза следующих солей и определите реакцию среды (нейтральная,
35. б) Na2C2O4 +Н2О. Na2C2O4→2Na++C2O42- NaOH H2C2O4 сильное слабая основание кислота В гидролизе участвует анион слабой кислоты,
36. Так как ионы Na+ не принимают участия в гидролизе, то они присутствуют в неизменной форме в
37. Если опустить все рассуждения, уравнение реакции гидролиза Na2C2O4 можно записать следующим образом: Na2C2O4 +НОН ⇄; C2O42-
38. в) Fe(NO3)2 + H2O. Fe(NO3)2→Fe2++2NO3- Fe(OH)2 HNO3 слабое сильная основание кислота В гидролизе принимает участие ион
39. г) (NH4) 2CO3+H2O (NH4) 2CO3→ 2NH4+ +2CO3 – NH4 OH H2 CO3 слабое слабая основание кислота
40. (Так как в молекуле воды только один ион ОН-, то на первой ступени гидролиза связывается только
41. д) FeS + Н20. Так как FeS в воде нерастворима, гидролиз ее не идет. FeS +
42. Пример . Запишите уравнения реакций гидролиза следующих солей: a) A12(S04)3; б) CuSO4 Решение. a)Al2(S04)3+H20. Al2(SO4)3→ 2Al3++2S042-
43. 2А13++ 2НОН ↔ 2А1OН2+ + 2Н+ ( сокращенное ионное уравнение); 3S042-+2A13++2H0H ↔2Al0H2++2H++3SO42- (полное ионное уравнение); Al2(SO4)3+2Н20
44. В правой части полного ионного уравнения присутствуют 2 катиона (СиОН+ и Н+) и только один анион
45. Пример . Запишите уравнения реакций, которые происходят при смешивании водных растворов Na2S и АlСl3. Решение. При
46. 1. Запишите уравнения реакций гидролиза следующих солей и определите реакцию среды: NaNO3; б) NH4CI; в) K2SO4;
47. 4. Запишите уравнения реакций, которые происходят при смешивании водных растворов К2СОз и Сr(NО3)3 5. При обработке
49. Скачать презентацию

Слайд 2

Электролитическая диссоциация

Слайд 3

Студент должен:
Знать:
положения теории электролитической диссоциации электролитов и гидролиза солей
Уметь:
Составлять молекулярно-ионные

уравнения диссоциации и гидролиза и определять реакцию среды

Слайд 4

Электролитическая диссоциация- распад вещества на ионы в растворах полярных растворителей или

в расплавах.
Если вещество при растворении не подвергается диссоциации, то это неэлектролит. Если вещество в процессе расстворения распадается на ионы, то это электролит.
В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул (процесс диссоциации обратим). Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации:
α= Nдис/Nобщ=Сдис/Собщ,
где N- число молекул;
С- концентрация электролита в растворе.

Слайд 5

По величине степени диссоциации электролиты делятся на две группы:
1) если α

> 0,3 (30%), то такие электролиты называют сильными. К сильным электролитам относятся некоторые кислоты ( HCl , H2SO4,HNO3, HClO4, HBr, HI, HMnO4), щелочи (растворимые в воде основания щелочных и щелочноземельных металлов, такие как NaOH, KOH, Ca (OH)2, Ba (OH)2 и др.) и растворимые соли. В растворах сильные электролиты практически полностью распадаются на ионы (диссоциация сильных электролитов необратимая и одноступенчатая) : Al2(SO4)3→2Al3++3SO42-. Положительно заряженные ионы-катионы; отрицательно заряженные ионы-анионы;
2) если степень диссоциации электролита α<3%, то электролиты называются слабыми. К слабым электролитам относятся молекулы воды, гидроксида аммония, слабых кислот и оснований.

Слайд 6

Диссоциация слабых электролитов- процесс обратимый и ступенчатый: СН3СООН<=>СН3СОО-+Н+, для него

устанавливается состояние химического равновесия, которое характеризуется константой равновесия- константой диссоциации.
При составлении ионных уравнений реакций в виде ионов пишем сильные растворимые в воде электролиты; в виде молекул- осадки, газы, слабые электролиты, простые вещества.
Условия протекания реакций ионного обмена: реакции ионного обмена протекают в водных растворах до конца (равновесие смещено в право) в том случае, если в результате реакции выделяется газ, образуется осадок или молекулы слабого электролита.

Слайд 7

Свойства химических соединений в растворах определяются характером их диссоциации:
HCl→H++Cl- (кислоты

при диссоциации дают ионы H+);
NaOH→Na+ +OH- (основания при диссоциации дают ионы OH- )‏
NaCl→ Na+ + Cl- ( соли при диссоциации дают катионы металлов и анионы кислотных остатков).
Существуют электролиты, которые могут участвовать в химических реакциях как в роли основания, так и в роли кислоты. Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся основания некоторых металлов: Zn(OH)2, Sn(OH)2, P(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и некоторых других. Они способны реагировать как с кислотами, так и с основаниями, образуя в качестве продуктов реакций соли: Al(OH)3 + 3HCl→AlCl3 +3H2O;
Al(OH)3 + NaOH сплавление NaAlO2+ 2H2O;

Слайд 8

Al(OH)3 + 3NaOHрастворNa3[Al(OH )6];
Sn(OH)2 +2HCl→SnCl2 + 2H2O;
Sn(OH)2 + 2NaOHсплавление Na2SnO2 +

2H2O
Sn(OH)2 + 2NaOHраствор Na2[Sn (OH)4]

Слайд 9

Процесс ионизации воды протекает по уравнению:
H2O <=>H+ +OH- +55,9 кДж/моль.
В нейтральных

растворах: СМ(H+ )= СМ(OH- )= 10-7 М (при 25 С)‏
Ионное произведение воды: СМ(H+ )* СМ(OH- )= 10-14 =Кв.
Увеличение концентрации ионов H+ ведет к уменьшению концентрации ионов OH- так, что их произведение остается неизменным.
рН=-lg (СМ(H+ )) или рН= -lg [H+ ]
где lg- десятичный логарифм, показывает, в какую степень надо возвести 10, чтобы получить данное число.
Нейтральная среда: рН=7.
Кислая среда: рН<7.
Щелочная среда: рН>7.

Слайд 10

Кислотно-основные индикаторы- это вещества, меняющие окраску при изменении рН раствора. Индикаторами

могут быть слабые органические кислоты или основания, молекулы и ионы которых имеют разную окраску.

Слайд 11

Пример 1. Составьте молекулярное уравнение реакций, если сокращенное ионное уравнение записывается

в виде:
а) Сl- + Ag+→ AgCl↓; б) ZnS↓ + 2H+→ Zn2++H2S;
в) А1(ОН)3+ ЗОН-→[АlОН)6]3-.
Решение. а) Сl -+ Ag+ → AgCl↓.
Если в сокращенном ионном уравнении присутствуют ионы, значит, этот ион входил в состав сильного растворимого в воде электролита (например, Cl- -в состав НСl; NaCl, но не РbСl2). Выбирая электролиты таким образом, можно составить одно из возможных молекулярных уравнений; например:
NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3
Выбранные нами молекулы должны образовывать только один осадок, вторая соль должна быть растворима в воде, так как ионов, образующих ее, нет в сокращенном ионном уравнении.

Слайд 12

б) ZnS↓+ 2Н+ →Zn2+ + H2S.
Кислота - сильный электролит, должна образовывать с

ионом цинка растворимую соль (например, ZnCl2):
ZnSi + 2HCl->ZnCl2+H2S.
в)Аl(ОН)3↓ + ЗОН- →[Аl(ОН)6]3-.
Гидроксид алюминия - амфотерный электролит, растворяется в сильных щелочах: Аl(ОН)3 ↓ + ЗКОН → К3[Аl(ОН)6].

Слайд 13

Пример 2. Вычислите рН 0,1 М раствора соляной кислоты (α

= 100%).
Решение. Если α = 100%, то диссоциация электролита полная (в растворе он полностью распадается на ионы):
НС1 → Н+ + Сl -
Концентрация ионов водорода равна исходной концентрации кислоты:
СH+ = См (НСl) = 0,1 М;
рН = - lg[H+] = - lg(10-1) = 1.

Слайд 14

Пример 3. Вычислите рН 0,01 М раствора гидроксида натрия (

α= 100%).
Решение. NaOH → Na++ ОН-
СOH- = CM (NaOH) = 0.001 моль/л;
[H+][ОН-]= 10-14, [H+]=10-14 /10-3=10-11 (моль/л);
рН= 11.

Слайд 15

1.Запишите уравнение реакций в ионном (полном и сокращенном) виде:
a)Cu(NO3)2+KOH→ ...; д)

HN03 + Ва(ОН)2→..;
б) FeS04 + Na2S →...; е) NH4NO3 + H2S04 →...;
в) Na2C03 + HNO3 →...; ж) NaN02 + H3P04 →...;
г) MnS↓ + HCI → ...; з) Zn(OH)2 + NaOH →....

15`

Слайд 16

2. Можно ли приготовить растворы, содержащие одновременно следующие вещества:
а)Na2СO3 и НС1; г)

NH4NO3 и NaOH;
б) AgNO3 и СuС12; д) MgCl2 и HNO3?
в) ZnCl2 и Ba(N03)2;
3. Можно ли приготовить растворы, содержащие одновременно следующие ионы:
а) Zn2+; А13+; Сl-; NO3-; г) Ba2+;Cu2+; NO3- ; Cl-;
б) Na+; Ag+; SO42-; NO3-; д) Ba2+; Na+; Сl-; OH-?
в) H+; K+; CO32-; SO42-;

Слайд 17

4. Составьте молекулярное уравнение реакций, если сокращенное ионное уравнение записывается в

виде:
а) Cu2+ + 2S3- →CuS;
б) Н+ + ОН- → Н20;
в) Zn2+ + 4 ОН- → [Zn(OH)4]2-
5.Вычислите рН 0,0001 М раствора азотной кислоты (диссоциацию электролита считать полной).

Слайд 18

6.Вычислите концентрацию ионов водорода в 0,01 М растворе гидроксида аммония

NH4OH, если степень диссоциации составляет 0,2%.
7.Определите концентрацию гидроксид-ионов в растворе с рН = 8.

Слайд 19

ИОННЫЕ ПРОЦЕССЫ

Слайд 20

Реакции в растворах электролитов, при которых не происходит изменение зарядов ионов,

входящих в соединение, называются обменными реакциями. Например: имеются два электролита КА и К1А1 (К и К1 – катионы, А и А1 – анионы), между которыми в растворе устанавливается равновесие:
КА+К1А1 ↔ КА1+ К1А
Известно, что равновесие в ионно-обменных реакциях в растворах смещается в сторону образования наименее диссоциированных соединений. Направление реакций ионного обмена между двумя электролитами в растворе определяется возможностью образования между их ионами малорастворимого, малодиссоциированого, а также газообразного соединения.

Слайд 21

При выводе ионно-молекулярных уравнений необходимо придерживаться следующей формы записи:
а) сильные электролиты

следует писать в виде отдельных составляющих их ионов, либо именно в таком состоянии они находятся в растворе;
б) слабые электролиты, газы, а также малорастворимые соединения следует условно писать в виде молекул, независимо от того, являются они исходными веществами или продуктами. Например:
Реакция, идущая с образованием осадка:
АgNО3+ NaCI = AgCI↓ + NaNO3– молекулярное уравнение
Аg ++ CI-=AgCI↓ – ионное уравнение

Слайд 22

Образование комплексного иона:
HgJ2 + 2KJ = K2[HJ4]
HgJ2 + 2K+ +2J-=2K+ +

[HgJ4]2-
HgJ2+ 2J-= [HgJ4]2-
Образование слабых электролитов:
а) образование воды
NaOH + HCI = H2O + НСI
OH-+H+ = H2O;
б) Образование слабого основания:
NH4CI + NaOH = NaCI + NH4OH
NH4+ +OH- =NH4OH;

Слайд 23

в) Образование слабой кислоты:
2CH3COONa + H2SO2= 2CH3COOH + Na 2SO4
2CH3COO- +

2H+ =2CH3COOH
г) Образование газов:
Na2S +2HCI = 2NaCI+ H2S↑
S2- + 2H+ = H2S↑

Слайд 24

Абсолютно нерастворимых веществ нет. В насыщенном растворе малорастворимого электролита, например BaSO4,

находящегося в соприкосновении с твердой фазой, непрерывно протекают два противоположных процесса. В состоянии равновесия, когда оба процесса протекают с одинаковой скоростью, образовавшаяся гетерогенная система определяется выражением:
растворение
BaSO4 Ba2+ +SO42-
осадок кристаллизация
Переход ионов в раствор и обратный процесс внедрения ионов в кристаллическую структуру твердого вещества происходят лишь на его поверхности.

Слайд 25

В таком случае, на основании закона действия масс, состояние равновесия

зависит только от произведения концентрации ионов, которое для данного малорастворимого электролита является величиной постоянной.
Произведение концентрации ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита представляет собой величину постоянную при данной температуре и называется произведением растворимости (ПР). Для сульфата бария эта величина определяется выражением:
К = [Ва2+]∙[SO42-] = ПР ВaSO4
и составляет 1,1∙ 10-10 при 250С. Чем больше величина ПР, тем больше растворимость.

Слайд 26

Из понятия ПР вытекает условие образования осадков: труднорастворимый электролит выпадает

в осадок, когда произведение концентраций его ионов в растворе становится больше величины ПР. Это будет достигнуто прибавлением избытка электролита, содержащего одноимённые ионы.
Растворение осадка будет происходить тогда, когда произведение концентрации его ионов в растворе станет меньше величины ПР. Этого можно добиться, связывая один из ионов, посылаемых осадком в раствор.

Слайд 27

Пример 1. Написать ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между водными растворами

следующих веществ: a) HCI и NaOH; б) Pb(NO3)2 и Na2S;в) NaСIO и HNO3; г) К2СО3 и H2SO4; д) СН3СООН и NaOH.
Решение. Запишем уравнения взаимодействия указанных веществ в молекулярном виде:
а)HCI+NaOH=NaCI+Н2О
б) Pb(NO3)2 + Na2S= PbS+2NaNO3
в)NaCIO + HNO3 = NaNO3 + HCIO
г)K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + H2O
д)CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
Отметим, что взаимодействие этих веществ возможно, ибо в результате происходит связывание ионов с образованием слабых электролитов (Н2О, НIO) , осадка (РЬS), газа (СО2).

Слайд 28

В реакции (д) два слабых электролита, но так как. реакции

идут в сторону большего связывания ионов и вода – более слабый электролит, чем уксусная кислота, то равновесие реакции смещено в сторону образования воды. Исключив одинаковые ионы из обеих частей равенства a) Na+ и СI‾ б) Na+ и NO‾3; в) Na+ и NO‾3; г) К+ и SO2-4; д) Na+, получим ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций:
а) Н++ОН¯ = Н2О
б) Pb2+ + S2¯ = PbS
в) СIO¯+ Н+ = НСIO
г) СО32¯ +2Н+ = СО2 + Н2О
д) СН3СООН + ОН¯= СН3СОО¯ + Н2О

Слайд 29

Пример 2. Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно-молекулярные

уравнения:
a) SО32¯ +2Н+ = SО2 + Н2О
б) РЬ2+ + CrO2-4= PbCrO4
в) НСО-3 + ОН-= СО32- + Н2О
г) ZnОН++Н+ = Zn2+ + Н2О
Решение. В левой части данных ионно-молекулярных уравнений указаны свободные ионы, которые образуются при диссоциации растворимых сильных электролитов, следовательно, при составлении молекулярных уравнений следует исходить из соответствующих растворимых сильных электролитов.

Слайд 30

Например:
а) Na2SO3 + 2HCI =2NaCI + SO2 + Н2О
б)Pb(NO3)2+K2CrO4=PbCrO4+2KNO3
в) КНСО3

+ КОН = К2СО3 + Н2О
г) ZnOHCI + HCI=ZnCI2 +H2O

Слайд 31

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Слайд 32

Гидролиз солей- это обменные реакции ионов соли и молекул воды, приводящие

к образованию ионов или молекул слабых электролитов.
Гидролизу подвергаются ионы- остатки слабых кислот и слабых оснований
В процессе гидролиза изменяются концентрации ионов Н+ и ОН+ в растворе (рН среды).
Гидролиз- процесс ступенчатый, в обычных условиях протекает только по первой ступени.
На каждой ступени гидролиза на один ион соли, участвующий в процессе, приходится одна молекула воды.

Слайд 33

Гидролиз- процесс обратимый, его равновесие сильно смещено влево, в сторону исходных

веществ.
Равновесие реакции гидролиза подчиняется принципу Ле Шателье (смещение химического равновесия).
Гидролиз усиливается при нагревании и разбавлении раствора соли.
Нерастворимые в воде соли гидролизу практически не подвергаются.
Гидролиз солей, которые полностью разлагаются водой (в таблице растворимости для такой соли стоит прочерк), идет необратимо и до конца.

Слайд 34

Примеры решения задач
Пример 1. запишите уравнения реакций гидролиза следующих солей и

определите реакцию среды (нейтральная, кислая, щелочная):
а) NaNO3; б) Na2C2O4; Fe(NO3) 2 ;г) (NH 4) 2CO3 ; FeS; е)Fe2S3.
Решение.
а) NaNO3+Н2О.
Запишем уравнение диссоциации соли и определим силу кислоты и основания, образующих данную соль:
NaNO3→Na++NO3-
NaOH HNO3
сильное сильная
основание кислота
В составе соли нет ионов-остатков слабых кислот или слабых оснований.
Гидролиз такой соли не идет, реакция среды не изменяется NaNO3+Н2О≠.
Среда нейтральная, рН=7.

Слайд 35

б) Na2C2O4 +Н2О.
Na2C2O4→2Na++C2O42-
NaOH H2C2O4
сильное слабая
основание кислота
В гидролизе участвует

анион слабой кислоты, который реагирует с одной молекулой, присоединяя один ион водорода.
+ -
C2O42- +Н ОН ⇄Н C2O4- +ОН-
(уравнение реакции гидролиза в сокращенной ионной форме)‏
(Нельзя писать C2O42- +2НОН ⇄Н C2O4- +2ОН-, так как на каждой ступени гидролиза участвует только одна молекула воды.)‏

Слайд 36

Так как ионы Na+ не принимают участия в гидролизе, то они

присутствуют в неизменной форме в левой и правой частях уравнения:
+ -
2 Na+ +C2O42- +Н ОН ⇄Н C2O4- +ОН-+2 Na+
(полное ионное уравнение реакции гидролиза)‏
Для того чтобы записать уравнение реакции гидролиза в молекулярной форме, объединим ионы в молекулы в соответствии с их зарядами:
Na2C2O4 +НОН ⇄ NaНC2O4+NaОН
(уравнение гидролиза в молекулярной форме)‏
Из сокращенного ионного уравнения гидролиза видно, что в растворе накапливаются ионы ОН-, т.е. среда щелочная, рН>7.

Слайд 37

Если опустить все рассуждения, уравнение реакции гидролиза Na2C2O4 можно записать следующим

образом:
Na2C2O4 +НОН ⇄;
C2O42- -ион слабой кислоты, гидролиз по аниону;
C2O42- +Н ОН ⇄Н C2O4- +ОН- (щелочная среда, рН>7);
2 Na+ +C2O42- +Н ОН ⇄Н C2O4- +ОН-+2 Na+ ;
Na2C2O4 +НОН ⇄ NaНC2O4+NaОН ;

Слайд 38

в) Fe(NO3)2 + H2O.
Fe(NO3)2→Fe2++2NO3-
Fe(OH)2 HNO3
слабое сильная
основание

кислота
В гидролизе принимает участие ион Fe2+, который связывает ион ОН- из воды;
+ -
гидролиз по катиону: Fe2+ +Н ОН⇄ FeOH++Н+ (кислая среда, рН>7);
+ -
2NO3- +Fe2++ Н ОН⇄ FeOH+ + 2NO3- + Н+
Fe(NO3)2 + НОН⇄ FeОНNO3 + HNO3

Слайд 39

г) (NH4) 2CO3+H2O
(NH4) 2CO3→ 2NH4+ +2CO3 –
NH4 OH H2 CO3
слабое

слабая
основание кислота
Гидролиз такой соли идет одновременно и по катиону, и по аниону:
+ -
2NH4+ +CO3 2–+ Н ОН⇄НCO3 –+ NH4 OH + NH4+ ;
+ -
(NH4)2C03+ НОН ⇄ NH4HCO3 + NH4OH;

Слайд 40

(Так как в молекуле воды только один ион ОН-, то

на первой ступени гидролиза связывается только один ион NH4+)‏
В данном случае полное ионное уравнение совпадает с сокращенным ионным уравнением.
Так как в процессе гидролиза (NH4)2CO3 не образуется свободных ионов Н+ и ОН-, а только молекулы или ионы слабых кислот и оснований (в данном случае - NH4OH и НСОз-), то реакция среды близка к нейтральной и определяется более точно силой образовавшихся кислоты и основания.

Слайд 41

д) FeS + Н20.
Так как FeS в воде нерастворима, гидролиз

ее не идет.
FeS + Н20 ≠ .
e)Fe2S3 + H20.
В таблице растворимости для соли Fe2S3 стоит прочерк, это значит, что гидролиз соли идет необратимо и до конца, до образования соответствующих основания и кислоты:
Fe2S3 + 6Н20 = 2Fe(OH)3↓ + 3H2S↑.
(соль полностью разлагается водой)‏

Слайд 42

Пример . Запишите уравнения реакций гидролиза следующих солей: a) A12(S04)3;

б) CuSO4
Решение. a)Al2(S04)3+H20.
Al2(SO4)3→ 2Al3++2S042-
Al(OH)3 H2SO4
слабое сильная
основание кислота
Гидролиз соли идет по катиону: Аl3++ НОН ↔ АlOН2++ Н+
Так как в состав молекулы сульфата алюминия входят два иона Аl , а сокращенное ионное уравнение записано для одного иона, то при составлении полного ионного уравнения сокращенное ионное уравнение надо удвоить (умножить на 2).

Слайд 43

2А13++ 2НОН ↔ 2А1OН2+ + 2Н+ ( сокращенное ионное уравнение);

3S042-+2A13++2H0H ↔2Al0H2++2H++3SO42- (полное ионное уравнение);
Al2(SO4)3+2Н20 ↔ 2A10HS04 +H2S04 (молекулярное уравнение).
6)CuS04+H20.
CuS04 →Cu2++S042-
Си(ОН)2 H2SO4
слабое сильная
основание кислота
Гидролиз по катиону:
Си 2++ НОН ↔ СuОН++ Н+ (сокращенное ионное уравнение);
S042-+Cu2+ +HOH ↔ CuOH+ +Н+ + S042-(полное ионное уравнение).

Слайд 44

В правой части полного ионного уравнения присутствуют 2 катиона (СиОН+

и Н+) и только один анион (S04 2-). Объединить их в одну молекулу невозможно, так как в состав одной молекулы не могут входить одновременно ионы Н+ и ОН- . Для того чтобы составить молекулярное уравнение гидролиза сульфата меди, удвоим полное ионное уравнение (это не противоречит утверждению о том, что на один ион, участвующий в гидролизе, приходится только одна молекула воды):
2S042-+ 2Cu2++ 2НОН ↔ 2CuOH ++ 2Н++ 2S042-;
2CuS04+2HOH↔ (CuOH)2S04+H2S04 (молекулярное уравнение).

Слайд 45

Пример . Запишите уравнения реакций, которые происходят при смешивании водных

растворов Na2S и АlСl3.
Решение. При смешивании водных растворов сульфида натрия и хлорида алюминия идет реакция обмена:
3Na2S + 2АlСl3 = Al2S3 + 6NaCl.
Как указано в таблице растворимости, образовавшийся сульфид алюминия не существует в водных растворах (подвергается полному и необратимому гидролизу):
Al2S3 + 6Н20 = 2Аl(ОН)3↓+ 3H2S↑
Так как оба процесса идут одновременно, можно записать суммарное уравнение реакции:
3Na2S + 2 AlCl3 + 6Н2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6NaCl
(взаимный гидролиз)‏

Слайд 46

1. Запишите уравнения реакций гидролиза следующих солей и определите реакцию среды:
NaNO3;

б) NH4CI; в) K2SO4; г) СuСl2; д) CuS; e) А12(СO3)3 ж) K2S; з) CH4COONH4; и) Na2S; к) (NH4)2S.
2. Запишите уравнения реакций гидролиза следующих солей:
a) FeSO4; б) Cr2(SO4)3; в) CaS; г) Fe2(SO4)3 (первую и вторую ступени гидролиза).
3. Какие вещества можно добавить к водным растворам солей, чтобы уменьшить их гидролиз: a) FeCl3, б) Na2CO3?

Слайд 47

4. Запишите уравнения реакций, которые происходят при смешивании водных растворов

К2СОз и Сr(NО3)3
5. При обработке 238 г смеси сульфида железа (II) и сульфида алюминия водой выделилось 67,2 л газа (н. у.). Определите массовую долю сульфида железа (II) в смеси. Растворимостью газа в воде пренебречь.