Химия 9 класс 9-Х-2

10. Слабые электролиты

К слабым электролитам относится, прежде всего, вода. В число слабых электролитов `(alpha<3%)` входят неорганические и органические кислоты: сероводородная `"H"_2"S"`, сернистая `"H"_2"SO"_3`, угольная `"H"_2"CO"_3`, циановодородная `"HCN"`, кремниевая `"H"_2"SiO"_3`, борная `"H"_3"BO"_3`, уксусная `"CH"_3"COOH"`  и др.

При растворении углекислого газа в воде образуется его гидрат `"CO"_2*"H"_2"O"`  и в незначительном количестве угольная кислота `"H"_2"CO"_3`. Тем не менее, для диссоциации воспользуемся формулой угольной кислоты:

Практически диссоциация совершается лишь по первой ступени. Образующийся гидрокарбонат-ион `"HCO"_3` ведёт себя как слабый электролит.

По ступеням диссоциируют другие многоосновные  кислоты. В водном растворе диссоциация проходит по первой ступени.

К слабым электролитам относятся гидроксиды многих элементов, например,  `"Al(OH")_3`, `"Cu(OH")_2`, `"Fe(OH")_2`, `"Fe(OH")_3`. Все они диссоциируют по ступеням, например:

В водном растворе диссоциация проходит практически по первой ступени.

Основные свойства гидроксидов одного  и того же элемента усиливаются с уменьшением его валентности. Так, основные свойства у гидроксида железа `("II")` выражены сильнее, чем у гидроксида железа `("III")`. И наоборот, кислотные свойства у `"Fe(OH")_3` проявляются сильнее, чем у `"Fe(OH")_2`.

Слабым электролитом является гидроксид аммония `"NH"_4"OH"`. При растворении аммиака `"NH"_3` в воде образуется раствор, который слабо проводит электрический ток и имеет горько-мыльный вкус. Среда раствора основная. В растворе образуются гидрат аммиака `"NH"_3*"H"_2"O"` и в незначительном количестве гидроксид аммония `"NH"_4"OH"`, который диссоциирует как слабый электролит с образованием ионов аммония `"NH"_4^+` и гидроксид-иона `"OH"^-`.

К слабым электролитам относят некоторые соли, например, хлорид цинка `"ZnCl"_2`, тиоцианат железа `"Fe(NCS")_3`, цианид ртути `"Hg(CN")_2`, которые также диссоциируют по ступеням.

Ионные уравнения реакций. Направление протекания реакций

Поскольку электролиты в водных растворах образуют  ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций. Написание ионных уравнений  подчеркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.

Реакции между ионами ионными реакциями, а уравнения таких реакций – ионными уравнениями.

С точки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в растворах электролитов возможны два исхода:

1. Образующиеся вещества – сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы.

2. Одно (или несколько) из образующихся веществ – газ, осадок или слабый электролит (хорошо растворимый в воде).

При составлении ионных уравнений реакций следует руководствоваться тем, что формулы веществ малодиссоциирующих, нерастворимых и газообразных записываются в молекулярном виде.

Если вещество выпадает в осадок, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вниз, а если в ходе реакции выделяется газообразное вещество, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вверх.

Итак, реакции в растворах электролитов идут в направлении связывания ионов. Рассмотрим основные формы связывания ионов.

1. Образование осадков.

Молекулярное уравнение:

`"AgNO"_3 + "NaCl" → "AgCl"↓ + "NaNO"_3`.

Полное ионное уравнение:

`"Ag"^+ + "NO"_3^- + "Na"^+ + "Cl"- → "AgCl"↓ + "Na"^+ + "NO"_3^-`.

Сокращенное ионное уравнение:

`"Ag"^+ + "Cl"^- → "AgCl"↓`.

2. Выделение газов (`"CO"_2`, `"SO"_2`, `"H"_2"S"`, `"NH"_3`) и образование слабых электролитов (`"H"_2"O"`):

Пример 1

`"Na"_2"CO"_3 + 2"HCl" → 2"NaCl" + "CO"_2↑ + "H"_2"O"`

`2"Na"^+ + "CO"_3^(2-) + 2"H"^+ + 2"Cl"^-  → 2"Na"^+ +"Cl"^-  +"CO"_2↑ + "H"_2"O"`

`"CO"_3^(2-) + 2"H"^+→ "CO"_2↑+ "H"_2"O"`

Пример 2

`2"Al" + 2"NaOH" + 6"H"_2"O"  → 2"Na[Al(OH)"_4]  + 3"H"_2↑`;

`2"Al" + 2"Na"^+ + 2"OH"^-  + 6"H"_2"O" → 2"Na"^+ + 2["Al(OH)"_4]^− + 3"H"_2↑`;

`2"Al" + 2"OH"^− + 6"H"_2"O" =  2["Al(OH")_4]^ − + 3"H"_2↑`.

С учётом вышеизложенного можно сформулировать правило, которым удобно пользоваться при изучении процессов, протекающих в растворах электролитов:

реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков,  газов или слабых электролитов.