9. Розв'яжи задачу. Нітратні добрива належать до хімічних забруднювачів. Визнач масо- ву частку натрій нітрату в розчині, якщо NaNO3 масою 14 г розчинили у воді масою 36 г.
ответ: диссоциацию кислот, оснований и солей мы будем рассматривать в водных растворах. при этом необходимо отметить, что в данном случае оксиды будут неэлектролитами и, если вещество нерастворимо в воде, то оно также является неэлектролитом (хотя вам известно, что есть вещества, которые в воде растворяются, но являются неэлектролитами).
диссоциация кислот
● кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катиона образуются только катионы водорода н+.
необходимо знать, что сильные кислоты нацело диссоциируют на катионы водорода и кислотный остаток, тогда как слабые кислоты диссоциируют ступенчато.
сильные кислоты:
hno3 h+ + no3-
(без учёта молекул воды, т.е. вариант записи электролитической диссоциации). так как при диссоциации образуются протоны (катионы водорода), а процесс протекает в водном растворе, то происходит протонизация молекул воды. образуется ион-гидроксония (смотри лекцию 3). следовательно, правильнее записывать уравнение электролитической диссоциации следующим образом:
hno3 + н2о h3о+ + no3-
при написании уравнений реакций электролитической диссоциации необходимо учитывать, что суммарно заряды левой и правой частей уравнений должны быть одинаковыми.
рассмотрим другие примеры диссоциации сильных кислот:
hclo4 h+ + clo4-
h2so4 2h+ + so42-
слабые кислоты:
слабые кислоты диссоциируют ступенчато. количество ступеней зависит от основности кислоты (основность кислоты определяется числом атомов водорода, способных замещаться на металл).
одноосновная кислота:
hf h+ + f-
двухосновная кислота:
h2so3 h+ + hso3- (i ступень)
hso3- h+ + so32- (ii ступень)
при этом необходимо помнить, что константы диссоциации по каждой ступени будут отличаться:
для первой ступени для второй ступени
при диссоциации веществ по ступеням, константа диссоциации с каждым разом становится меньше. это связано с тем, что при диссоциации вещества на первой ступени отрыв протона происходит от нейтральной молекулы вещества, а на второй уже от заряженного аниона. отрыв протона (как и любой другой частицы) от иона всегда протекает труднее (энергетические затраты увеличиваются).
диссоциация оснований
● основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве аниона всегда образуются только гидроксид-ионы он-. сильные основания диссоциируют нацело, слабые – по ступеням.
сильные основания:
кoн к+ + oн-
ва(oн)2 ва2+ + 2oн-
слабые основания:
слабые основания диссоциируют ступенчато. количество ступеней зависит от кислотности оснований (количество гидроксильных групп, способных замещаться на кислотный остаток).
двухкислотное основание:
сd(oн)2 cdoh+ + oн-
cdoн+ cd2+ + oн-
при этом необходимо помнить, что константы диссоциации по каждой ступени будут отличаться:
для первой ступени для второй ступени
несмотря на то, что гидроксид кадмия (ii) в воде не растворяется, диссоциацию его мы можем записать. это объясняется тем, что абсолютно нерастворимых веществ в воде не существует. следовательно, в той части гидроксида (ii), которая в воде растворяется, будет протекать электролитическая диссоциация.
диссоциация солей
● средние соли – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катиона образуются катионы металла (или ион аммония nh4+), а качестве аниона – анионы кислотного остатка. растворимые в воде соли диссоциируют нацело:
nano3 na+ + no3-
na2so4 2na+ + so42-
fe2(so4)3 2fe3+ + 3so42-
● амфолиты – это вещества проявляющие двойственную природу свойств (амфотерность) и при диссоциации одновременно могут образовывать катионы водорода н+ (как кислоты) и гидроксид-анионы он- (как основания).
в чистой воде протекает реакция (условно):
н2o н+ + он-
н2o + н+ н3о+
суммарно: н2о + н2о н3о+ + он-
следовательно, вода – типичный амфолит, так как она диссоциирует и как кислота, и как основание.
рассмотрим диссоциацию амфотерных гидроксидов (например, zn(oh)2 и al(oh)3). в зависимости от другого реагента, данные гидроксиды могут проявлять свойства как оснований, так и кислоты. поэтому они диссоциируют по типу кислоты и по типу основания. не рассматривая ступенчатость процессов, уравнения электролитической диссоциации этих веществ можно записать следующим образом:
2h+ + zno22- h2zno2 zn(oh)2 zn2+ + 2oh-
3h+ + alo33- h3alo3 al(oh)3 al3+ + 3oh-
необходимо помнить, что данные гидроксиды в воде не растворяются. следовательно, электролитическая диссоциация данных веществ протекает лишь только в той области, в которой данные гидроксиды растворимы в воде.
ответ:
объяснение:
15 г х г
ch3ch2cooh + naoh -> ch3ch2coona + h2o
n=1 моль n=1 моль
м =74 г/моль м = 40 г/ моль
m=74 г m=40 г
15 г ch3ch2cooh - х г naoh
74 г ch3ch2cooh - 40 г naoh
m(naoh) = 15 * 40 / 74 = 45 г
возможно не точно !
ответ: диссоциацию кислот, оснований и солей мы будем рассматривать в водных растворах. при этом необходимо отметить, что в данном случае оксиды будут неэлектролитами и, если вещество нерастворимо в воде, то оно также является неэлектролитом (хотя вам известно, что есть вещества, которые в воде растворяются, но являются неэлектролитами).
диссоциация кислот
● кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катиона образуются только катионы водорода н+.
необходимо знать, что сильные кислоты нацело диссоциируют на катионы водорода и кислотный остаток, тогда как слабые кислоты диссоциируют ступенчато.
сильные кислоты:
hno3 h+ + no3-
(без учёта молекул воды, т.е. вариант записи электролитической диссоциации). так как при диссоциации образуются протоны (катионы водорода), а процесс протекает в водном растворе, то происходит протонизация молекул воды. образуется ион-гидроксония (смотри лекцию 3). следовательно, правильнее записывать уравнение электролитической диссоциации следующим образом:
hno3 + н2о h3о+ + no3-
при написании уравнений реакций электролитической диссоциации необходимо учитывать, что суммарно заряды левой и правой частей уравнений должны быть одинаковыми.
рассмотрим другие примеры диссоциации сильных кислот:
hclo4 h+ + clo4-
h2so4 2h+ + so42-
слабые кислоты:
слабые кислоты диссоциируют ступенчато. количество ступеней зависит от основности кислоты (основность кислоты определяется числом атомов водорода, способных замещаться на металл).
одноосновная кислота:
hf h+ + f-
двухосновная кислота:
h2so3 h+ + hso3- (i ступень)
hso3- h+ + so32- (ii ступень)
при этом необходимо помнить, что константы диссоциации по каждой ступени будут отличаться:
для первой ступени для второй ступени
при диссоциации веществ по ступеням, константа диссоциации с каждым разом становится меньше. это связано с тем, что при диссоциации вещества на первой ступени отрыв протона происходит от нейтральной молекулы вещества, а на второй уже от заряженного аниона. отрыв протона (как и любой другой частицы) от иона всегда протекает труднее (энергетические затраты увеличиваются).
диссоциация оснований
● основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве аниона всегда образуются только гидроксид-ионы он-. сильные основания диссоциируют нацело, слабые – по ступеням.
сильные основания:
кoн к+ + oн-
ва(oн)2 ва2+ + 2oн-
слабые основания:
слабые основания диссоциируют ступенчато. количество ступеней зависит от кислотности оснований (количество гидроксильных групп, способных замещаться на кислотный остаток).
двухкислотное основание:
сd(oн)2 cdoh+ + oн-
cdoн+ cd2+ + oн-
при этом необходимо помнить, что константы диссоциации по каждой ступени будут отличаться:
для первой ступени для второй ступени
несмотря на то, что гидроксид кадмия (ii) в воде не растворяется, диссоциацию его мы можем записать. это объясняется тем, что абсолютно нерастворимых веществ в воде не существует. следовательно, в той части гидроксида (ii), которая в воде растворяется, будет протекать электролитическая диссоциация.
диссоциация солей
● средние соли – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катиона образуются катионы металла (или ион аммония nh4+), а качестве аниона – анионы кислотного остатка. растворимые в воде соли диссоциируют нацело:
nano3 na+ + no3-
na2so4 2na+ + so42-
fe2(so4)3 2fe3+ + 3so42-
● амфолиты – это вещества проявляющие двойственную природу свойств (амфотерность) и при диссоциации одновременно могут образовывать катионы водорода н+ (как кислоты) и гидроксид-анионы он- (как основания).
в чистой воде протекает реакция (условно):
н2o н+ + он-
н2o + н+ н3о+
суммарно: н2о + н2о н3о+ + он-
следовательно, вода – типичный амфолит, так как она диссоциирует и как кислота, и как основание.
рассмотрим диссоциацию амфотерных гидроксидов (например, zn(oh)2 и al(oh)3). в зависимости от другого реагента, данные гидроксиды могут проявлять свойства как оснований, так и кислоты. поэтому они диссоциируют по типу кислоты и по типу основания. не рассматривая ступенчатость процессов, уравнения электролитической диссоциации этих веществ можно записать следующим образом:
2h+ + zno22- h2zno2 zn(oh)2 zn2+ + 2oh-
3h+ + alo33- h3alo3 al(oh)3 al3+ + 3oh-
необходимо помнить, что данные гидроксиды в воде не растворяются. следовательно, электролитическая диссоциация данных веществ протекает лишь только в той области, в которой данные гидроксиды растворимы в воде.
объяснение: