Меню

Карбонат натрия проводит электрический ток или нет

Карбонат натрия, характеристика, свойства и получение, химические реакции

Карбонат натрия, характеристика, свойства и получение, химические реакции.

Карбонат натрия – неорганическое вещество, имеет химическую формулу Na2CO3.

Краткая характеристика карбоната натрия:

Карбонат натрия (кальцинированная сода) – неорганическое вещество белого цвета.

Химическая формула карбоната кальция Na2CO3.

Карбонат натрия (кальцинированная сода) – неорганическое соединение, натриевая соль угольной кислоты.

Карбонат натрия не следует путать с гидрокарбонатом натрия (пищевой содой) NaHCO3 и с гидроксидом натрия (каустической содой) NaOH.

Карбонат натрия – бесцветные кристаллы, в обычных условиях представляет собой порошок белого цвета, которые плавятся при температуре 854 °C без разложения и разлагаются при дальнейшем нагревании – при температуре свыше 1000 °C.

Карбонат натрия имеет три модификации:

– α-модификация. Имеет моноклинную кристаллическую решетку, образуется при температуре до 350 °C;

– β-модификация. Образуется при нагреве свыше 350 °C и до 479 °C. Также имеет моноклинную кристаллическую решетку;

– γ-модификация. Образуется при нагреве свыше 479 °C. Имеет гексагональную кристаллическую решетку.

Хорошо растворяется в воде , создавая сильнощелочную среду, а также в глицерине. Малорастворим в этаноле. Не растворим в ацетоне и сероуглероде.

В природе карбонат натрия встречается в виде минералов:

– нахколита, имеющего химическую формулу NaHCO3. Нахколит – минерал подкласса карбонатов, кристаллическая форма бикарбоната натрия. Название образовано по первым буквам символов химических элементов, входящих в его состав: Na, H, C и О;

– трона, имеющего химическую формулу Na2CO3·NaHCO3·2H2O. Название трон происходит от арабского названия природной соли. Другое название трона – египетская соль;

– натрита, имеющего химическую формулу Na2CO3·10H2O. Натрит – это декагидрат карбоната натрия. Другое название натрита – натрон, кристаллическая сода или сода;

– термонатрита, имеющего химическую формулу Na2CO3·Н2O. Термонатрит – моногидрат карбоната натрия. Образуется при дегидратации декагидрата карбоната натрия Na2CO3·10H2O. Другое название термонатрита – сода или кристаллическая сода.

Карбонат натрия также встречается в золе некоторых морских водорослей.

В пищевой промышленности используется 3 типа карбоната натрия:

– добавка Е500(i) – карбонат натрия (Sodium Carbonate) с химической формулой Na2CO3;

– добавка Е500(ii) – гидрокарбонат натрия (Sodium bicarbonate, Sodium hydrogen carbonate) с химической формулой NaHCO3. Гидрокарбонат натрия именуется также питьевой содой, пищевой содой, двууглекислой содой, натрием двууглекислым, бикарбонатом натрия.

– добавка Е500(iii) – смесь карбоната и гидрокарбоната натрия (Sodium Sesquicarbonate).

Физические свойства карбоната натрия:

Наименование параметра: Значение:
Химическая формула Na2CO3
Синонимы и названия иностранном языке sodium carbonate (англ.)
натрий углекислый (рус.)
сода кальцинированная (рус.)
Тип вещества неорганическое
Внешний вид бесцветные моноклинные кристаллы
Цвет бесцветный, белый
Вкус —*
Запах
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.) твердое вещество
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см 3 2,53
Температура разложения, °C 1000
Температура плавления, °C 854
Растворимость в воде, при 20 0 С, г/100 мл 21,8
Константа диссоциации кислоты , pKa 10,33
Молярная масса, г/моль 105,99

Получение карбоната натрия:

В промышленности карбонат натрия получают несколькими способами:

  1. 1. способом Сольве (аммиачный способ):

Через насыщенный раствор хлорида натрия пропускают смесь газов , состоящую из аммиака и оксида углерода, в результате образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия (9,6 г на 100 г воды при 20 °C), который затем отфильтровывают и кальцинируют (обезвоживают) нагреванием до 140-160 °C. В результате образуется карбонат натрия.

Образовавшийся CO2 возвращают в производственный цикл.

Хлорид аммония NH4Cl обрабатывают гидроксидом кальция Ca(OH)2:

Полученный NH3 также возвращают в производственный цикл.

Таким образом, единственным отходом производства является хлорид кальция.

  1. 2. способом Хоу.

Способ Хоу отличается от процесса Сольве тем, что не используется гидроксид кальция.

По способу Хоу в раствор хлорида натрия при температуре 40 °C подается диоксид углерода и аммиак . Менее растворимый гидрокарбонат натрия в ходе реакции выпадает в осадок (как и в методе Сольве). Затем раствор охлаждают до 10 °C. При этом выпадает в осадок хлорид аммония, а раствор используют повторно для производства следующих порций соды. Данный способ отличается от процесса Сольве тем, что не использует гидроксид кальция.

Образовавшийся хлорид аммония NH4Cl используют в дальнейшем как самостоятельный продукт в качестве удобрения .

В лаборатории карбонат натрия получают:

  1. 3. в результате реакции взаимодействия карбоната кальция с сульфидом натрия:

Химические свойства карбоната натрия. Химические реакции карбоната натрия:

Карбонат натрия – это средняя соль, образованная слабой кислотой – угольной (H2CO3) и сильным основанием – гидроксидом натрия (NaOH).

Водные растворы Na2CO3 имеют щелочную реакцию.

Для карбоната натрия характерны следующие химические реакции:

1. реакция карбоната натрия и углерода:

Na2CO3 + 2C → 2Na + 3CO (t = 900-1000 o С).

В результате реакции образуются оксид углерода и натрий.

2. реакция карбоната натрия и брома:

В результате реакции образуются бромид натрия, бромат натрия и углекислый газ. В ходе реакции карбонат натрия используется в виде концентрированного горячего раствора.

3. реакция карбоната натрия и йода:

В результате реакции образуются йодид натрия, йодат натрия и углекислый газ. В ходе реакции карбонат натрия используется в виде концентрированного горячего раствора.

4. реакция карбоната натрия и хлора:

В результате реакции образуются хлорид натрия, хлорат натрия и углекислый газ. В ходе реакции карбонат натрия используется в виде концентрированного горячего раствора.

5. реакция карбоната натрия и азотной кислоты:

В результате реакции образуются нитрат натрия, углекислый газ и вода . В ходе реакции азотная кислота используется в виде разбавленного раствора.

6. реакция карбоната натрия и угольной кислоты:

В результате реакции образуется гидрокарбонат натрия.

7. реакция карбоната натрия и ортофосфорной кислоты:

В результате реакции в первом случае образуются гидроортофосфат натрия, углекислый газ и вода , во втором случае – дигидроортофосфат натрия, углекислый газ и вода , в третьем случае – ортофосфат натрия, углекислый газ и вода . В ходе реакции в первом и третьем случае ортофосфорная кислота используется в виде разбавленного раствора, во втором – в виде концентрированного раствора. Карбонат натрия в первой и второй реакциях используется в виде разбавленного раствора, в ходе третьей – в виде концентрированного раствора. Третья реакция протекает при кипении.

Аналогичные реакции протекают и с другими кислотами.

8. реакция карбоната натрия и фтороводорода:

В результате реакции образуются фторид натрия, углекислый газ и вода . В ходе реакции фтороводород используется в виде разбавленного раствора .

9. реакция карбоната натрия и оксида кремния:

В результате реакции образуются углекислый газ и метасиликат натрия .

10. реакция карбоната натрия и оксида серы:

В первом случае в результате реакции образуются углекислый газ и сульфат натрия . В ходе реакции карбонат натрия используется в виде концентрированного раствора. Реакция протекает при комнатной температуре.

В первом случае в результате реакции образуются углекислый газ и дисульфит натрия. В ходе реакции карбонат натрия используется в виде концентрированного раствора. Реакция протекает при температуре 40-60 o С.

11. реакция карбоната натрия и оксида алюминия:

В результате реакции образуются углекислый газ и алюминат натрия .

Читайте также:  Сеточный ток лампы это

12. реакция карбоната натрия и оксида железа:

В результате реакции образуются углекислый газ и феррит натрия.

13. реакция карбоната натрия и воды (гидролиза карбоната натрия):

В результате реакции образуются гидрокарбонат натрия и гидроксид натрия. Реакция носит обратимый характер.

14. реакция карбоната натрия, оксида кальция и воды:

В результате реакции образуются карбонат кальция и гидроксид натрия.

15. реакция карбоната натрия, оксида углерода и воды:

В результате реакции образуется гидрокарбонат натрия. Данная реакция представляет собой способ получения питьевой соды путем пропускания оксида углерода через холодный раствор карбоната натрия.

16. реакция карбоната натрия и гидроксида кальция (каустификации соды):

В результате реакции образуются карбонат кальция и гидроксид натрия . Данная реакция представляет собой метод получения гидроксида натрия. Равновесие реакции смещено в сторону образования NaOH за счет плохой растворимости CaCO3.

17. реакция термического разложения карбоната натрия:

В результате реакции образуются углекислый газ и оксид натрия .

Применение и использование карбоната натрия:

Карбонат натрия используется во множестве отраслей промышленности и для бытовых нужд:

– в бытовой химии: в стиральных и чистящих порошках;

– в производстве эмалей для получения ультрамарина;

– для смягчения воды паровых котлов;

– для уменьшения жёсткости воды ;

– для обезжиривания металлов и десульфатизации доменного чугуна;

– в пищевой промышленности в качестве пищевой добавки E500 – регулятора кислотности, разрыхлителя, препятствующего комкованию и слёживанию;

– в нефтяной промышленности в сочетании с поверхностно-активными веществами для снижения межфазного натяжения между водой и нефтью ;

– в химической промышленности как исходный продукт для получения NaOH, Na2B4O7, Na2HPO4;

– в табачной промышленности (в сигаретных фильтрах);

– в фотографии в составе проявителей как ускоряющее средство;

– в моторном масле для предотвращения полимеризации (концентрация 2 г на 1 л масла).

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

карбонат натрия реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие карбоната натрия
реакции

Источник

Карбонат натрия проводит электрический ток или нет

  • Главная
  • Обучение
  • Предварительный просмотр
  • Мероприятия / ВИШР
  • Обучение
  • Тренажер ЕГЭ
  • Учебные пособия
  • Игры
  • 120 лет ТПУ. Викторина онлайн
  • Университетские субботы
  • Высшая инженерная школа России
Химия

1.4.5. Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты

Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты

К сильным электролитам относятся почти все растворимые соли, в том числе и органических кислот; основания щелочных (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH) и щелочно-земельных (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2) металлов и некоторые кислоты, имеющие достаточно большие константы диссоциации.

Приведем наиболее используемые кислоты – сильные электролиты:

HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4, HCNS и некоторые другие, которые редко используются в данном курсе химии.

Сильные электролиты диссоциируют полностью (необратимо).

Ва(ОН)2 \(\leftrightarrow\) Ва 2+ + 2ОН — .

Слабые электролиты

К слабым электролитам относятся все основания и кислоты, не включенные в вышеприведенный список, а также органические кислоты (СН3СООН, НСООН, и др.); некоторые растворимые соли (HgCl2, Fe(SCN)3, Hg(CN)2.

Неэлектролитами являются органические соединения за исключением органических кислот, которые являются слабыми электролитами.

Пример. Электрический ток проводит

1)спиртовой раствор иода; 2) расплав парафина;

3)расплав ацетата натрия; 4) водный раствор глюкозы

  • . Спирт, парафин и глюкоза – органические вещества и они являются неэлектролитами. Йод в спирте тоже не диссоциирует на ионы, поэтому спиртовый раствор йода не проводит электрический ток.

Ацетат натрия является солью, поэтому в растворе или в расплаве она диссоциирует на катион и анион и проводит электрический ток.

Источник

Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот)

Содержание:

Сильнейшим окислительно — восстановительным действием обладает электрический ток. С помощью воздействия электрического тока на вещество можно получить чистый металл. Этот метод называется электролизом.

Электролиз – процесс, при котором происходит разложение вещества электрическим током.

Процесс электролиза может протекать только в веществах, проводящих электрический ток, то есть электролитах. К электролитам относят представителей основных классов неорганических соединений – кислоты, соли, щелочи.

Для протекания процесса требуется устройство, называемое электролизером.

Схема электролиза

Данное устройство работает от внешнего источника питания, который подает электрический ток. Представляет собой емкость, в которую опущены два электрода (катод и анод), заполнена емкость электролитом. При подаче электрического тока происходит разложение вещества. Для того чтобы узнать протекает электролиз или нет, в цепь включают лампочку, если лампочка загорается, значит в системе есть ток, если при замыкании цепи, лампочка не горит, то электролиз не протекает – вещество является не электролитом.

Катод (-) – является отрицательно заряженным электродом, катионы ( + ) перемещаются к нему и происходит процесс восстановления.

Анод (+) – положительно заряженный электрод, к нему перемещаются анионы (-) и происходит процесс окисления.

Можно выделить два типа электролиза для расплавов и растворов. Ход этих двух процессов происходит по-разному. Зависит по большей части это от содержания воды в растворе, которая тоже принимает участие в процессе. В расплаве происходит разложение только вещества.

Особенности электролиза расплавов

В расплаве электролит непосредственно подвергается воздействию электрического тока. Металл всегда образуется на катоде, а продукт анода зависит от природы вещества.

При разложении расплава оснований на катоде образуется металл, а на аноде окисляется кислород. (расплав соли – это чистое вещество без примесей в основном твердые вещества)

Расплав основания

Разложение расплавов солей происходит по-разному у бескислородных и кислородосодержащих. У бескислородной соли на аноде окисляется анион – кислотный остаток, а у кислородосодержащей – окисляется кислород.

Расплав соли

Рассмотрим пример электролиза расплава бескислородной соли – хлорида калия. Под действием постоянного электрического тока соль разлагается на катионы калия и анионы хлора.

Катионы K + перемещаются к катоду и принимают электроны, происходит восстановление металлического калия.

  • Катодный процесс: K + + e — → K 0

Анионы Cl движутся к аноду, отдавая электроны, происходит образование газообразного хлора.

  • Анодный процесс: 2Cl — — 2e — → Cl2 0 ↑

Суммарное уравнение процесса электролиза расплава хлористого калия можно представить следующим образом:

Особенности электролиза растворов

В растворах электролитов, помимо самого вещества, присутствует вода. Под действием электрического тока водный раствор электролита разлагается.

Процессы, происходящие на катоде и аноде, различаются.

1. Процесс на катоде не зависит от материала, из которого он изготовлен. Однако, зависит от положения металлов в электрохимическом ряду напряжений.

Процесс на катоде

2. Процесс на аноде зависит от материала, из которого состоит анод и от его природы.

а) Растворимый анод (Cu, Ag, Ni, Cd) подвергается Me => Me n+ + ne

б) На не растворимом аноде (графит, платина) обычно окисляются анионы S — , J — , Br — , Cl — , OH — и молекулы H2O:

  • 2J — => J2 0 + 2e;
  • 4OH — => O2 + 2H2O + 4e;
  • 2H2O => O2 + 4H + + 4e

Рассмотрим примеры различных вариантов электролиза растворов:

1. Разложение бескислородной соли на нерастворимом электроде

Чтобы ознакомиться с этим вариантом электролиза, возьмем йодистый калий. Под действием тока ионы калия устремляются к катоду, а ионы йода к аноду.

Калий находится в диапазоне активности слева от алюминия, поэтому на катоде восстанавливаются молекулы воды и образуется атомарный водород.

Процесс протекает на нерастворимом аноде и в состав соли входит бескислородный остаток, поэтому на аноде образуется йод.

В результате можно создать общее уравнение электролиза:

Читайте также:  Как посчитать мощность при постоянном токе

2. Разложение бескислородной соли на растворимом электроде (медь)

Рассмотрим на примере хлорида натрия. Данная соль разлагается на ионы натрия и хлора, но следует учитывать материал анода. Медный анод сам подвергается окислению. На аноде выделяется чистая медь, и ионы меди переходят с анода на катод, где также осаждается медь. В итоге процесс можно представить следующими уравнениями реакций.

  • NaCl → Na + + Cl —
  • Катод: Cu 2+ + 2e — → Cu 0
  • Анод: Cu 02e — → Cu 2+

В растворе концентрация хлорида натрия остается неизменной, поэтому составить общее уравнение реакции процесса не представляется возможным.

3. Разложение кислородосодержащей соли на нерастворимом (инертном) электроде

Возьмем для примера раствор нитрата калия. В процессе электролиза происходит распад на ионы калия и кислотного остатка.

В ряду активности металлов калий находится левее алюминия, поэтому на катоде восстанавливаются молекулы воды и образуется газообразный водород.

Молекулы воды окисляются на аноде и выделяется кислород.

В результате получаем общее уравнение электролиза:

4. Электролиз раствора щелочи на инертном электроде

В случае разложения щелочи в процесс электролиза включаются молекулы воды и гидроксид-ионы.

Барий находится левее алюминия, поэтому на катоде происходит восстановление воды и выделение водорода.

На аноде откладываются молекулы кислорода.

Получаем суммарное уравнение электролиза:

5. Электролиз раствора кислоты на инертном электроде

При разложении азотной кислоты под действием электрического тока в процесс вступают катионы водорода и молекула воды.

На катоде выделяется водород, на аноде – кислород. Получаем суммарное уравнение процесса:

Применение электролиза

Процессы электролиза нашли свое применение в промышленности в первую очередь для получения чистых металлов электрохимическим путем. Побочными продуктами этого процесса являются кислород и водород, поэтому он является промышленным способом получения этих газов. Очень часто применяют для очистки металлов от примесей и защиты от коррозии.

Источник



Самоучитель по химии

Пособие для тех, кто не знает, но хочет узнать и понять химию

Часть I. Элементы общей химии
(первый уровень сложности)

Продолжение. Cм. в № 13, 18, 23/2007;
6, 8/2008

Глава 6. Электролитическая диссоциация

Всем известно, что металлы проводят электрический ток. А проводят ли электрический ток растворы? Если бы мы попытались ответить на этот вопрос при помощи опыта, то убедились бы, что раствор сахара не проводит электрический ток, а раствор поваренной соли проводит. Почему? Может быть, исходные веществавода или сухой хлорид натрияэлектропроводны? Но тот же опыт показываетэти вещества, каждое само по себе, электрический ток не проводят.

Для того чтобы объяснить результаты этих опытов и понять смысл явления, необходимо ответить на вопрос: почему вообще некоторые вещества, например металлы, проводят электрический ток? Это происходит потому, что в металлах имеются «свободные» заряженные частицыэлектроны. С направленным движением этих заряженных частиц связана электропроводность металлов. Таким образом, если раствор NаСl проводит электрический ток, то, значит, в этом растворе тоже образуются какие-то заряженные частицы. Если раствор сахара не проводит электрический ток, значит, в растворе сахара заряженных частиц не образуется. Исходя из этого такие вещества называют: NаСlэлектролит, сахарнеэлектролит.

Электролитыэто вещества, растворы (и расплавы) которых проводят электрический ток.

Теперь нам осталось выяснить: откуда в растворе NаСl появились заряженные частицы? Вспомните, какой тип химической связи имеется в кристалле поваренной соли? Ионная связь! То есть связь между заряженными частицамиионами. Значит, хлорид натрия состоит из разноименно заряженных частиц! Но почему тогда сухой хлорид натрия не проводит электрический ток? Потому что между ионами в кристалле существуют достаточно сильные электростатические взаимодействия. А в воде? Посмотрите на рис. 1:

Какая связь между атомами Н–О?

Рис. 1.
Взаимодействие диполей воды
с кристаллом поваренной соли

Между ионами соли и молекулами воды возникают довольно значительные силы электростатического взаимодействия. В результате молекулы воды «растаскивают» кристалл на «кусочки» (ионы). Будут ли возникать такие взаимодействия в следующих случаях (рис. 2):

Рис. 2.
Варианты взаимодействия веществ
с растворителями

Очевидно, нет! В обоих случаях или растворитель (случай I), или вещество (случай II) неполярны, и взаимодействия, притяжение частиц друг к другу, ничтожны.

В ы в о д. Взаимодействие между веществом и растворителем возможно, если и вещество, и растворитель имеют достаточно полярные связи.

Следствием такого взаимодействия является диссоциацияраспад вещества на ионы. При этом образуются положительно заряженные ионыкатионы и отрицательно заряженные ионыанионы.

Электролитическая диссоциацияпроцесс распада электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя (чаще всего воды).

Задание 6.1. Будут ли проводить электрический ток:

а) раствор НСl в воде;

б) раствор NаСl в бензине;

в) раствор азота в воде;

г) концентрированная серная кислота?

Итак, еще раз повторим: вещества, способные в растворах или расплавах распадаться на ионы и, как следствие, проводить в этом состоянии электрический ток, называются электролитами.

Среди неорганических веществ к электролитам относят:

Проверяя электропроводность растворов электролитов одного класса, например кислот, можно заметить, что в одном случае лампочка горит ярко, в другомеле светится. Если принять во внимание, что концентрация веществ в растворах одинакова, как можно объяснить наблюдения?

Объяснение однов первом случае образуется большее число ионов (заряженных частиц), во второмменьшее, т.е. в первом случае электролитическая диссоциация идет в значительной степени. Такие электролиты называются сильными, в их растворах много ионов и почти нет (а иногда и совсем нет) молекул.

К сильным электролитам относятся:

В растворах слабых электролитов много молекул вещества и мало ионов; электролитическая диссоциация идет не полностью.

К слабым электролитам относятся:

– NН4ОН и нерастворимые основания.

Фосфорная и сернистая кислотыэлектролиты средней силы.

Задание 6.2. Выучите наизусть формулы сильных и слабых электролитов. Вспомните их названия.

Как же происходит электролитическая диссоциация?

снования диссоциируют на катион металла (или аммония NH4 + ) и анион ОН – :

П о м н и т е! 1) Заряд иона совпадает по величине с валентностью данного атома (группы атомов).

2) Число катионов и анионов может быть различным, но суммарный положительный заряд катионов равен суммарному отрицательному заряду анионов. Раствор остается электронейтральным!

Задание 6.3. Составьте уравнения диссоциации гидроксида калия, гидроксида аммония, гидроксида бария.

Кислоты диссоциируют на катион водорода и анион кислотного остатка:

Задание 6.4. Составьте уравнения диссоциации соляной, серной, фосфорной кислот.

Для многоосновных кислот диссоциация может происходить ступенчато. Это означает, что на каждой стадии отщепляется только один ион водорода. Например:

II ступень: HSO4 – H + + SO4 2– .

Задание 6.5. Составьте уравнения ступенчатой (постадийной) диссоциации фосфорной кислоты.

Соли диссоциируют на катион металла (или аммония) и анион кислотного остатка. При составлении таких уравнений следует учитывать вышеизложенные правила (см. «Помните!»):

Проверьте: 2•(3+) + 3•(2–) = (6+) + (6–) = 0.

В ы в о д. Для составления уравнений электролитической диссоциации:

• составьте химическую формулу соединения, укажите валентность составных частей;

• укажите число образовавшихся ионов (по индексам):

• укажите заряды ионов (по валентностям):

Задание 6.6. Составьте уравнения электролитической диссоциации нитрата хрома(III), карбоната натрия, сульфида калия, сульфата железа(III), сульфата железа(II).

Из вышеизложенного следует, что в растворах большинства неорганических веществ наряду с молекулами находится значительное число ионов. В таком случае уравнения реакций, которые показывают состав молекул реагирующих веществ, весьма условны. Более точно отражают состав реагирующих частиц ионно-молекулярные уравнения. Для того чтобы составить ионно-молекулярное уравнение реакции, нужно записать в виде ионов химические формулы сильных и одновременно растворимых электролитов. Состав всех остальных веществ изображается в виде молекул.

Читайте также:  Метод эквивалентного генератора напряжения с источником тока

Алгоритм составления ионно-молекулярных уравнений

1) Определить силу реагирующих электролитов:

2) Для сильных электролитов определить растворимость (по таблице растворимости):

3) Формулы сильных и одновременно растворимых электролитов записать в виде ионов, остальные формулы не изменять!

4) Одинаковые ионы «вычеркнуть», т.к. они не участвуют в реакции (не изменили ни состава, ни заряда). Получаем краткое ионно-молекулярное уравнение:

H2S + Cu 2+ = CuS + 2H + .

Краткое ионно-молекулярное уравнение показывает:

– что реакция возможна;

– что в результате реакции образуется осадок (СuS; в других случаяхгаз или слабый электролит или ион нового состава);

– какие ионы или молекулы должны участвовать в аналогичном процессе.

Например, для того, чтобы осуществить процесс

H2S + Cu 2+ = CuS + 2H + ,

вместо нитрата меди можно взять любую другую растворимую соль меди(II), т.к. она при электролитической диссоциации посылает в раствор ион меди, а анион соли в реакции не участвует:

Задание 6.7. Составьте ионно-молекулярные уравнения реакции для процессов, указанных выше, и убедитесь, что краткие ионно-молекулярные уравнения у них одинаковые.

При составлении ионно-молекулярных уравнений может получиться так, что все частицы будут вычеркнуты, т.к. не изменят ни состава, ни заряда. В этом случае говорят, что реакция в растворе не идет. В принципе можно заранее предсказать возможность такого процесса. Реакция ионного обмена в растворе возможна, если происходит связывание ионов, т.е. образуется осадок, газ, слабый электролит или ион нового состава.

Задание 6.8. Составьте ионно-молекулярные уравнения реакций:

а) фосфат натрия + хлорид кальция;

б) карбонат бария + азотная кислота;

в) гидроксид железа(III) + серная кислота;

г) сульфат аммония + гидроксид калия;

д) нитрат алюминия + хлорид натрия.

Сделайте заключение: возможны ли эти процессы. Укажите признаки возможных процессов (осадок, газ, слабый электролит).

6.1. Понятие о рН (водородном показателе)

Водаочень слабый электролит: при обычных условиях лишь одна молекула воды из 10 000 000 распадается на ионы:

Это уравнение показывает, что при диссоциации 1 моль молекул воды образуется 1 моль ионов водорода Н + и 1 моль гидроксид-анионов ОН – . Другими словами, в чистой воде концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-анионов:

[Н + ] = [OH – ] = 10 –7 моль/л,

где [Н + ]концентрация ионов водорода, моль/л; [OH – ] – концентрация гидроксид-анионов, моль/л. Такой раствор (среда) называется «нейтральный».

Расчеты показывают, что произведение концентраций этих ионов есть величина постоянная:

[Н + ]•[OH – ] = const = 10 –14 .

Поэтому уменьшение концентрации ионов водорода влечет за собой увеличение концентрации гидроксид-анионов, и наоборот.

Пусть, например, к чистой воде добавили кислоту, т.е. увеличили концентрацию ионов водорода. Теперь эта концентрация составит, например: 10 –6 моль/л или 10 –2 моль/л. Такая среда (раствор) называется «кислая», или «кислотная».

Характер средыкислый, нейтральныйможно оценить количественно при помощи рН («пэ-аш»).

Водородный показатель рН равен логарифму концентрации ионов водорода, взятому с обратным знаком:

Для нейтральной среды:

Для кислой среды:

т.е. рН – . Пусть эта концентрация составит 10 –5 моль/л или 10 –3 моль/л.

Помня, что [OH – ]•[H + ] = 10 –14 , имеем:

[H + ] = = 10 –9 , рН = 9;

[H + ] = = 10 –11 , рН = 11, т. е. рН > 7.

рН = 7среда нейтральная,

Задание 6.9. Определите характер среды, т.е. ее рН, если:

а) [Н + ] равна (в моль/л): 0,01; 10 –8 ; 10 –4 ;

б) [ОН – ] равна (в моль/л): 10 –9 ; 10 –1 ; 0,001.

В о п р о с. Как можно определить реакцию среды опытным путем?

О т в е т. Реакцию среды можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее часто используемым индикатором является лакмус, который в щелочной среде приобретает синюю окраску, а в кислойкрасную.

Задание 6.10. Какую окраску будет иметь индикатор лакмус, если:

а) рН + ] = 10 –4 моль/л;

в) в растворе есть избыток ОН – ;

д) [ОН – ] = 10 –8 моль/л;

е) в растворе есть НNО3;

ж) [ОН – ] = 0,1 моль/л.

6.2. Гидролиз солей

Попробуйте ответить на вопрос: изменится ли окраска лакмуса в растворе серной кислоты, гидроксида натрия, сульфата натрия, карбоната натрия? В первых двух случаях можно уверенно сказать «да», т.к. при диссоциации образуются ионы водорода или гидроксид-анионы:

H2SO4 2H + + ,

А индикаторы реагируют именно на избыток ионов Н + или ОН – . Но при диссоциации упомянутых солей ионы Н + и ОН – не образуются:

Na2SO4 2Na + + ,

Тем не менее раствор карбоната натрия изменяет окраску индикатора, а сульфата нат- риянет! Почему? Видимо, причина в том, что ионы карбоната натрия вступают в какую-то реакцию с молекулами воды, ведь только из молекулы воды может образоваться избыток Н + или ОН – .

Гидролиз солейэто процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате чего изменяется рН раствора.

Какой ион карбоната натрия реагирует с водой? Предположим, что оба. Тогда в растворе происходят процессы:

Na + + HOH NaOH + H + , (А)

Вспомните, что такое «сильный электролит», «слабый электролит» и ответьте на вопрос: какой из этих процессов (А или Б) невозможен в растворе?

Очевидно, невозможен процесс (А), т.к. молекул сильного электролита NаОН в растворе нет, есть только ионы Na + и ОН – .

Следовательно, происходит процесс (Б), и краткое ионно-молекулярное уравнение гидролиза карбоната натрия выглядит так:

рН > 7, среда щелочная, лакмус синий.

И действительно, лакмус становится синим в растворе карбоната натрия. Почему именно карбонат-анион вступает в реакцию гидролиза? Потому что это ион, соответствующий слабому электролиту, и в результате его взаимодействия с водой образуется слабый электролит (вспомните условия протекания ионных процессов).

В ы в о д. Гидролизу подвергаются соли, содержащие остаток слабого электролита.

гидролиз не идет, т.к. соль образована двумя сильными электролитами;
гидролиз происходит, т.к. в состав соли входит остаток слабого электролита HNO2;
гидролиз происходит, т.к. в состав соли входит остаток слабого электролита Al(OH)3.

Задание 6.11. Определите, происходит ли гидролиз в растворах хлорида железа(III), силиката натрия, нитрата калия. Ответ поясните.

Алгоритм составления уравнения реакции гидролиза

1. Определить, какие электролиты образуют соль, отметить их силу:

2. Составить уравнение диссоциации соли, подчеркнуть ион, соответствующий слабому электролиту:

3. Для иона слабого электролита составить уравнение реакции взаимодействия с молекулой воды (уравнение гидролиза):

а) Из молекулы воды притягивается противоположно заряженный ион, в данном случае ОН – ;

б) сумма зарядов до и после реакции равна: (3+) = (2+) + (1+).

4. Определить реакцию среды в образовавшемся растворе: в данном случае образовались ионы Н + – значит, среда кислая, рН 2+ + 2OH – Cu(OH)2;

Какой из предложенных процессов соответствует реакции нейтрализации?

8. Какие из перечисленных ниже веществ, попадая в воду, изменяют окраску индикатора: сернистый газ, аммиак, натрий, сульфат цинка, поваренная соль, негашеная известь, стиральная сода, железо. Почему? Ответ подтвердить составлением необходимых уравнений реакций.

Источник