Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы

1. Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO₃).

2. Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.

СНОСКА:

Сильные кислоты:
HY
HBr
HCl
H₂SO₄
HNO₃
HMNO₄
HClO₄
HCLO₃
H₂CrO₄

Слабые:
HF
H₃PO₄
H₂SO₃
H₂S
H₂CO₃
H₂SiO₃

Сильные основания:
NaOH
KOH
LiOH
Ba(OH)₂
Ca(OH)₂

Слабые основания:
Mg(OH)₂
Fe(OH)₂
Zn(OH)₂
NH₄OH
Fe(OH)₃
Al(OH)₃

 

Рассмотрим, как раписываются молекулярные и молекулярно-ионные уравнения:

Al₂(SO₄)₃ + 3Ba(NO₃)₂ = 2Al(NO₃)₃ + 3BaSO₄↓ - молекулярное уравнение

2Al³⁺ + 3SO₄^2- + 3Ba²⁺ + 6NO₃^- = 3BaSO₄↓ + 2Al³⁺ + 6NO₃^- - молекулярно-ионное уравнение

Не разбивать на ионы:

· осадки

· газы

· слабые электролиты

· комплексные ионы

Примеры образования вещ-в:

1) Образование осадка

· CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

Cu²⁺ + 2OH^- = Cu(OH)₂↓ - Сокращенное молекулярно-ионное уравнение (только осадок/газ и т.п.)

· Na₂Sio₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂SiO₃↓

SiO₃^2- + 2H⁺ = H₂SiO₃↓

 

2) Образование газа

Na₂S + H₂SO_{4(разбавл)} = H₂S↑+ Na₂SO₄

S^2- + 2H⁺ = H₂S↑

3) Образование слабого электролита

2NaCH₃COO + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2CH₃COOH

CH3COO^- + H⁺ = CH₃COOH

4) Образование комплексного соединения

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄]

Zn(OH)₂↓ + 2OH = [Zn(OH)₄]^2-

HgJ₂ + 2NaJ = Na₂[HgJ₄]

HgJ₂ + 2J- = [HgJ₄]^2-

Степень окисления. Окислительно-восстановительные реакции

Степень окисления - величина, численно показывающая электрический заряд, приписываемый атому в молекуле

пример: Na⁺¹Cl^-1(вещ-во NaCl), N^-3H₃⁺¹(вещ-во NH₃)

Следует помнить, что степень окисления является сугубо условной величиной, не имеющей физического смысла, но характеризующей образование химической связи межатомарного взаимодействия в молекуле.

Суммарная степень окисления атомов в молекуле всегда равна нулю.

Окислительно-восстановительные реакции - реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих вещ-в.

Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окислении вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

Процесс отдачи электронов — окисление. При окислении степень окисления повышается:

восстановитель — e⁻ ↔ сопряжённый окислитель.

прим: S^-2 -2e^- → S⁰ ↓

Восстановление

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента.

Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается:

окислитель + e⁻ ↔ сопряжённый восстановитель

прим: O₂⁰ + 4e^- → 2O^-2

Гидролиз солей (7-10)

Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и сильным основанием

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием. Степень гидролиза.

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием