Урок 9. Ионы в водном растворе

Урок 9. Ионы в водном растворе

Данный урок посвящен изучению темы «Электролитическая диссоциация». В процессе изучения этой темы Вы поймете суть некоторых удивительных фактов: почему растворы кислот, солей и щелочей проводят электрический ток; почему температура кипения раствора электролита выше по сравнению с раствором неэлектролита.

I. Понятие электролитическая диссоциация

В 1887 году швед­ский фи­зи­ко – химик Сван­те Ар­ре­ни­ус, ис­сле­дуя элек­тро­про­вод­ность вод­ных рас­тво­ров, вы­ска­зал пред­по­ло­же­ние, что в таких рас­тво­рах ве­ще­ства рас­па­да­ют­ся на за­ря­жен­ные ча­сти­цы – ионы, ко­то­рые могут пе­ре­дви­гать­ся к элек­тро­дам – от­ри­ца­тель­но за­ря­жен­но­му ка­то­ду и по­ло­жи­тель­но за­ря­жен­но­му аноду.

Это и есть при­чи­на элек­три­че­ско­го тока в рас­тво­рах. Дан­ный про­цесс по­лу­чил на­зва­ние элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции (до­слов­ный пе­ре­вод – рас­щеп­ле­ние, раз­ло­же­ние под дей­стви­ем элек­три­че­ства). Такое на­зва­ние также пред­по­ла­га­ет, что дис­со­ци­а­ция про­ис­хо­дит под дей­стви­ем элек­три­че­ско­го тока. Даль­ней­шие ис­сле­до­ва­ния по­ка­за­ли, что это не так: ионы яв­ля­ют­ся толь­копе­ре­нос­чи­ка­ми за­ря­дов в рас­тво­ре и су­ще­ству­ют в нем неза­ви­си­мо от того, про­хо­дит черезрас­твор ток или нет. При ак­тив­ном уча­стии Сван­те Ар­ре­ни­у­са была сфор­му­ли­ро­ва­на тео­рия элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции, ко­то­рою часто на­зы­ва­ют в честь этого уче­но­го. Ос­нов­ная идея дан­ной тео­рии за­клю­ча­ет­ся в том, что элек­тро­ли­ты под дей­стви­ем рас­тво­ри­те­ля са­мо­про­из­воль­но рас­па­да­ют­ся на ионы. И имен­но эти ионы яв­ля­ют­ся но­си­те­ля­ми за­ря­да и от­ве­ча­ют за элек­тро­про­вод­ность рас­тво­ра.

Элек­три­че­ский ток – это на­прав­лен­ное дви­же­ние сво­бод­ных за­ря­жен­ных ча­стиц. Вы уже зна­е­те, что рас­тво­ры и рас­пла­вы солей и ще­ло­чей элек­тро­про­вод­ны, так как со­сто­ят не из ней­траль­ных мо­ле­кул, а из за­ря­жен­ных ча­стиц – ионов. При рас­плав­ле­нии или рас­тво­ре­нии ионы ста­но­вят­ся сво­бод­ны­ми пе­ре­нос­чи­ка­ми элек­три­че­ско­го за­ря­да.

Про­цесс рас­па­да ве­ще­ства на сво­бод­ные ионы при его рас­тво­ре­нии или рас­плав­ле­нии на­зы­ва­ют элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ци­ей.

Рис. 1. Схема рас­па­да на ионы хло­ри­да на­трия

Пронаблюдайте за следующим экспериментом: “Изучение электрической проводимости веществ”

II. Сущность процесса электролитической диссоциации. Теория ЭД

Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации. В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и химической связи.

Современные положения теории электролитической диссоциации

1. Электролиты при растворении в воде или расплавлении распадаются (диссоциируют) на ионы – положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные частицы.

Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома – это простые ионы (Na + , Mg 2+ , Аl 3+ и т.д.) или из нескольких атомов – это сложные ионы (NО3 – , SO 2- 4, РО З- 4 и т.д.).

2. В растворах и расплавах электролиты проводят электрический ток.

Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицатель­но заряженные – к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые – анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.

Электролиты – это вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток

Неэлектролиты – это вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток

Вещества с ионной химической связью или ковалентной сильнополярной химической связью – кислоты, соли, основания

Вещества с ковалентной неполярной химической связью или ковалентной слабополярной химической связью

В растворах и расплавах образуются ионы

В растворах и расплавах не образуются ионы

3. Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КA на катион К + и анион А – в общем виде записывается так: КА ↔ K + + A

III. Процесс растворения электролитов в воде

В целом молекула воды не заряжена. Но внутри молекулы Н2О атомы водорода и кислорода располагаются так, что положительные и отрицательные заряды находятся в противоположных концах молекулы (рис. 1). Поэтому молекула воды представляет собой диполь.

Читайте также:
Урок 20. Теплота сгорания

Рис. 1. Молекула воды полярна и представляет собой диполь

Растворение в воде веществ с ионной химической связью

(на примере хлорида натрия – поваренной соли)

Механизм электролитической диссоциации NaCl при растворении поваренной соли в воде (рис. 2) состоит в последовательном отщеплении ионов натрия и хлора полярными молекулами воды. Вслед за переходом ионов Na + и Сl – из кристалла в раствор происходит образование гидратов этих ионов.

Рис. 2. Механизм растворения хлорида натрия в воде:
а – ориентация молекул воды на поверхности кристалла NaCl и отрыв иона Na + ;
б – гидратация (окружение молекулами воды) ионов Na + и Сl –

Растворение в воде веществ с ковалентной сильнополярной химической связью

(на примере соляной кислоты)

При растворении в воде соляной кислоты (в молекулах HCl cвязь между атомами ковалентная сильнополярная) происходит изменение характера химической связи. Под влиянием полярных молекул воды ковалентная полярная связь превращается в ионную. Образовавшиеся ионы остаются связанными с молекулами воды – гидратированными. Если растворитель неводный, то ионы называют сольватированными (рис.3).

Рис. 3. Диссоциация молекул HCl на ионы в водном растворе

Основные положения:

Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении.

Электролиты – это вещества, которые при растворении в воде или в расплавленном состоянии распадаются на ионы.

Ионы – это атомы или группы атомов, обладающие положительным ( катионы ) или отрицательным ( анионы ) зарядом.

Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам

Пример 1. Сравним свойства молекулярного водорода (состоит из двух нейтральных атомов водорода) со свойствами иона.

Пример 2. Сравним свойства атомарного и молекулярного хлора со свойствами иона.

+17Cl 0 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

+17Cl – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Атомы хлора имеют незавершённый внешний уровень, поэтому они химически очень активны, принимают электроны и восстанавливаются.

Именно поэтому газообразный хлор ядовит, при вдыхании его наступает отравление организма.

Ионы хлора имеют завершённый внешний уровень, поэтому они химически неактивны, находятся в устойчивом электронном состоянии.

Ионы хлора входят в состав поваренной соли, употребление в пищу которой не вызывает отравления организма.

1. Ионы отличаются от атомов и молекул по строению и свойствам;

2. Общий и характерный признак ионов – наличие электрических зарядов;

3. Растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток из-за наличия в них ионов.

IV. Тренажеры

ЦОРы

Памятка (электролиты и неэлектролиты)

Растворы; электролитическая диссоциация; гидролиз солей

Электронное учебное пособие

Растворы; электролитическая диссоциация; гидролиз солей

  • Почему растворы занимают промежуточное положение между смесями и химическими соединениями.
  • Чем отличается ненасыщенный раствор от разбавленного и насыщенный от концентрированного.
  • Какими правилами нужно руководствоваться при составлении ионных уравнений.
  • Почему при растворении в воде некоторых солей меняется реакция среды (с нейтральной на кислую или щелочную).

В результате изучения данной темы вы научитесь:

  • Составлять уравнения реакции ионного обмена.
  • Составлять полные и сокращенные ионные уравнения гидролиза солей.
  • Предсказывать реакцию среды в растворах солей.
  • Решать задачи на определение концентрации растворов.

Учебные вопросы:

9.1. Растворы и их классификация

Растворами называют гомогенные системы, в которых одно вещество распределено в среде другого (других) веществ.

Растворы состоят из растворителя и растворенного вещества (веществ). Эти понятия условны. Если одним из составляющих растворов веществ является жидкость, а другими — газы или твердые вещества, то растворителем обычно считают жидкость. В других случаях растворителем считают тот компонент, которого больше.

Газообразные, жидкие и твердые растворы

В зависимости от агрегатного состояния растворителя различают газообразные, жидкие и твердые растворы. Газообразным раствором является, например, воздух и другие смеси газов. Морская вода — наиболее распространенный жидкий раствор различных солей и газов в воде. К твердым растворам принадлежат многие металлические сплавы.

Истинные и коллоидные растворы

Читайте также:
Урок 10. Ионы в газе

По степени дисперсности различают истинные и коллоидные растворы (коллоидные системы). При образовании истинных растворов растворенное вещество находится в растворителе в виде атомов, молекул или ионов. Размер частиц в таких растворах равен 10 –7 — 10 –8 см. Коллоидные растворы относятся к гетерогенным системам, в которых частицы одного вещества (дисперсная фаза) равномерно распределены в другом (дисперсионная среда). Размер частиц в дисперсных системах находится в пределах от 10 –7 см до 10 –3 и более см. Следует отметить, что здесь и далее везде мы будем рассматривать истинные растворы.

Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы

Процесс растворения связан с диффузией, т. е. с самопроизвольным распределением частиц одного вещества между частицами другого. Так, процесс растворения твердых веществ, имеющих ионное строение, в жидкостях можно представить следующим образом: под влиянием растворителя разрушается кристаллическая решетка твердого вещества, а ионы распределяются равномерно по всему объему растворителя. Раствор останется ненасыщенным до тех пор, пока в него может переходить еще некоторое количество вещества.

Раствор, в котором вещество при данной температуре больше не растворяется, т.е. раствор, находящийся в состоянии равновесия с твердой фазой растворяемого вещества, называется насыщенным. Растворимость данного вещества равна его концентрации в насыщенном растворе. При строго определенных условиях (температура, растворитель) растворимость есть величина постоянная.

Если растворимость вещества увеличивается с ростом температуры, то охлаждая насыщенный при более высокой температуре раствор, можно получить пересыщенный раствор, т.е. такой раствор, концентрация вещества в котором выше концентрации насыщенного раствора (при данных температуре и давлении). Пересыщенные растворы очень неустойчивы. Легкое сотрясение сосуда или введение в раствор кристаллов вещества, находящегося в растворе, вызывает кристаллизацию избытка растворенного вещества, и раствор становится насыщенным.

Разбавленные и концентрированные растворы

Не следует путать ненасыщенный и насыщенный растворы с разбавленным и концентрированным. Понятия разбавленный и концентрированный растворы – относительные и между ними нельзя провести четкой границы. Они определяют соотношение между количествами растворенного вещества и растворителя. В общем случае, разбавленные растворы – это растворы, содержащие небольшие количества растворенного вещества по сравнению с количеством растворителя, концентрированные – с большим содержанием растворенного вещества.

Например, если при 20 o С растворить в 100 г воды 25 г NaCl, то полученный раствор будет концентрированным, но ненасыщенным, поскольку растворимость хлорида натрия при 20 o С составляет 36 г в 100 г воды. Максимальная масса AgI, которая растворяется при 20 o С в 100 г Н2О равна 1,3·10 –7 г. Полученный при этих условиях раствор AgI будет насыщенным, но очень разбавленным.

9.2. Физическая и химическая теория растворов; тепловые явления при растворении

Физическая теория растворов была предложена В. Оствальдом (Германия) и С. Аррениусом (Швеция). Согласно этой теории частицы растворителя и растворенного вещества (молекулы, ионы) равномерно распределяются по всему объему раствора вследствие процессов диффузии. При этом между растворителем и растворенным веществом отсутствует химическое взаимодействие.

Химическая теория была предложена Д.И. Менделеевым. Согласно представлениям Д.И. Менделеева между молекулами растворяемого вещества и растворителем происходит химическое взаимодействие с образованием неустойчивых, превращающихся друг в друга соединений растворенного вещества с растворителем – сольватов.

Русские ученые И.А. Каблуков и В.А. Кистяковский объединили представления Оствальда, Аррениуса и Менделеева, заложив тем самым основу современной теории растворов. Согласно современной теории в растворе могут существовать не только частицы растворенного вещества и растворителя, но и продукты физико-химического взаимодействия растворенного вещества с растворителем – сольваты. Сольваты – это неустойчивые соединения переменного состава. Если растворителем является вода, их называют гидратами. Сольваты (гидраты) образуются за счет ион-дипольного, донорно-акцепторного взаимодействий, образования водородных связей и т.д. Например, при растворении NaCl в воде между ионами Na + , Cl – и молекулами растворителя возникает ион-дипольное взаимодействие. Образование гидратов аммиака при его растворении в воде происходит за счет образования водородных связей.

Гидратная вода иногда настолько прочно связывается с растворенным веществом, что выделяется вместе с ним из раствора. Кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, называются кристаллогидратами, а вода, входящая в состав таких кристаллов, называется кристаллизационной. Примерами кристаллогидратов является медный купорос CuSO4·5H2O, алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2·12H2O.

Читайте также:
Урок 18. Кислотно-основное титрование

Тепловые эффекты при растворении

В результате изменения структуры веществ при переходе их из индивидуального состояния в раствор, а также в результате происходящих взаимодействий изменяются свойства системы. На это указывают, в частности, тепловые эффекты растворения. При растворении происходят два процесса: разрушение структуры растворяемого вещества и взаимодействие молекул растворенного вещества с молекулами растворителя. Взаимодействие растворенного вещества с растворителем называется сольватацией. На разрушение структуры растворяемого вещества затрачивается энергия, а взаимодействие частиц растворенного вещества с частицами растворителя (сольватация) – процесс экзотермический (идет с выделением теплоты). Таким образом, процесс растворения может быть экзотермическим или эндотермическим, в зависимости от соотношения этих тепловых эффектов. Например, при растворении серной кислоты наблюдается сильное разогревание раствора, т.е. выделение теплоты, а при растворении нитрата калия – сильное охлаждение раствора (эндотермический процесс) .

9.3. Растворимость и ее зависимость от природы веществ

Растворимость – наиболее изученное свойство растворов. Растворимость веществ в различных растворителях колеблется в широких пределах. В табл. 9.1 приведена растворимость некоторых веществ в воде, а в табл. 9.2 – растворимость йодида калия в различных растворителях.

Таблица 9.1.Растворимость некоторых веществ в воде при 20 o С

Урок 9. Ионы в водном растворе

Ключевые слова конспекта: электролитическая диссоциация, теория, электролиты, неэлектролиты, определения основаниям, кислотам и солям как электролитам, степень диссоциации, степень электролитической диссоциации.

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Электрический ток – это направленное движение заряженных частиц. В металлах такое направленное движение осуществляется за счёт относительно свободных электронов. Но проводить электрический ток могут не только металлы.

Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

Почему же электролиты проводят электрический ток?

В 1887 г. шведский учёный Сванте Аррениус сформулировал положения теории электролитической диссоциации. Основная идея этой теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Электропроводность электролитов обусловлена именно наличием в растворе свободных ионов, которые и являются носителями зарядов.

В дальнейшем теория электролитической диссоциации совершенствовалась. Современная теория водных растворов электролитов, кроме теории С. Аррениуса, включает в себя представления о гидратации ионов (И. А. Каблуков, В. А. Кистяковский) и теорию сильных электролитов (П. Й. Дебай, Э. А. Хюккель, 1923 г.).

Основными положениями теории электролитической диссоциации являются следующие:

  1. Электролиты в растворах под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Такой процесс называется электролитической диссоциацией. Диссоциация также может происходить при плавлении твёрдых электролитов (термическая диссоциация электролитов).
  2. Ионы отличаются от атомов по составу и по свойствам. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии. Ионы в гидратированном состоянии отличаются по свойствам от ионов в газообразном состоянии вещества.
  3. В растворах или расплавах электролитов ионы движутся хаотично, но при пропускании через раствор или расплав электролита электрического тока ионы движутся направленно: катионы – к катоду, анионы – к аноду.
ОПРЕДЕЛЕНИЯ ОСНОВАНИЙ, КИСЛОТ И СОЛЕЙ

В свете теории электролитической диссоциации можно дать определения основаниям, кислотам и солям как электролитам.

Основания – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид анионов – гидроксид-анионы OH – :

КОН = К + + OH –
Са(ОН)2 = Са 2+ + 2 OH –

Кислоты – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид катионов – катионы водорода Н + (точнее – катионы гидроксония H3O + ).

Катион гидроксония образуется при взаимодействии Н + с молекулой H2O. В результате образуется ещё одна ковалентная связь кислорода с водородом по донорно-акцепторному механизму:

Примеры диссоциации кислот:

Читайте также:
Урок 8. Строение солей

НCl = Н + + Cl – или НCl + H2O = H3O + + Cl –
НСlO4 = Н + + СlO4 или НСlO4 + H2O = H3O + + СlO4

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Соли – это электролиты, диссоциирующие в водном растворе на катионы металлов и анионы кислотного остатка.

Средние соли диссоциируют с образованием только катионов металла и анионов кислотного остатка. Например:

Соли аммония вместо катиона металла содержат катион аммония. Например:

NH4Cl = NH4 + + Cl –

Основные соли диссоциируют с образованием катионов металла, анионов ОН– и анионов кислотного остатка:

Суммарное уравнение: AlOНCl2 = Al 3+ + ОН – + 2Cl –

Кислые соли диссоциируют с образованием катионов металла, катионов водорода (гидроксония) и анионов кислотного остатка. Например:

Суммарное уравнение: Са(НСO3)2 + 2H2O = Са 2+ + 2H3O + + 2СО3 2–

Двойные соли – соли, в результате диссоциации которых образуются катионы нескольких металлов (или аммония и какого–либо металла) и анионы одного кислотного остатка. Например, сульфат калия–хрома (хромокалиевые квасцы):

Смешанные соли – соли, в результате диссоциации которых образуются катионы какого-либо металла и анионы нескольких кислотных остатков. Например, хлорид-гипохлорит кальция (хлорная известь):

СаСlOCl = Са 2+ + Cl – + СlO –

При растворении одних электролитов диссоциация происходит практически полностью. Такие электролиты называют сильными. При растворении других электролитов диссоциация происходит в незначительной мере, их называют слабыми.

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ

Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации (α) – отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы (nрасп.), к количеству вещества электролита, поступившего в раствор (nобщ.):

Степень диссоциации также выражают в процентах, тогда 0%

Конспект урока «Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации».

Реакции ионного обмена в растворах электролитов
план-конспект занятия по химии (9 класс)

Технологическая карта урока химии в 9 классе. Практическая работа по теме “Реакции ионного обмена”

Скачать:

Вложение Размер
Реакции ионного обмена 92 КБ

Предварительный просмотр:

Открытого урока по химии

Учитель Соленая Елена Николаевна

Тема урока : « Реакции ионного обмена в растворах электролитов»

Практическая работа № 2

Цель урока: самостоятельное выполнение лабораторных опытов с инструкцией, закрепление умения писать реакции ионного обмена.

  • Образовательная – сформировать умение использовать теоретические знания по теме «Электролитическая диссоциация» на практике; формировать умение наблюдать, делать выводы
  • Развивающая – развивать навыки исследования растворов, навыки составления ионных уравнений
  • Воспитательная – воспитывать аккуратность в работе, умение работать в паре, соблюдать технику безопасности при выполнении лабораторных опытов

Тип урока : урок – практикум

Формы работы : самостоятельная практическая работа

  1. Правила ТБ
  2. Инструкция по выполнению практической работы для ученика
  3. ПРОГРАММА ДЕЯТЕЛЬНОСТИ
  4. «Составление ионных уравнений реакций»
  5. Набор химических реактивов согласно инструкции к проведению практической работы № 2
  1. Оргмомент 1 мин
  2. Проверка знаний основных понятий темы (работа в группах)–4 мин
  3. Повторение правил техники безопасности в кабинете химии во время проведения химического эксперимента – 3 мин
  4. Выполнение практической работы по инструкции – 20 мин
  5. Оформление отчета о проделанной работе в тетрадях, формулировка выводов по работе – 15 мин
  6. Домашнее задание, подведение итогов – 2 мин

Цели деятельности учителя

Методическое обеспечение и оборудование.

подготовка учащихся к началу работы на уроке, концентрация внимания, создание условий психологической комфортности.

«Чтобы что-то узнать, надо уже что-то знать». (С. Лем.)

2. Подготовка к активной учебно – познавательной деятельности.

Актуализация опорных знаний и умений

Цели выполнения заданий: проверка усвоения основных понятий темы

Работа в группах по 5-6 человек. Учащиеся отвечают на вопросы, спикеры оценивают ответы

Спикерам розданы вопросы на листках

Инструктаж по ТБ

Закрепление знаний по ТБ

Учащиеся читают правила ТБ и отвечают на вопросы.

Спикер проверяет зания

3. Обобщение и закрепление практических навыков

Выполнение практической работы

Развитие навыков исследования растворов, умения работать в паре, соблюдать технику безопасности при выполнении лабораторных опытов, воспитание аккуратности в работе

Выполняют работу по инструкции

Инструкция к выполнению практической работы на каждой парте

4. Обобщение и закрепление знаний по теме

Оформление отчета о проделанной работе в тетрадях, формулировка выводов по работе

«Составление ионных уравнений реакций»

закрепить знания уч-ся, полученные на уроке. Активизировать творческие способности детей, развивать познавательный интерес.

Записывают в дневники

На доске запись д/задания.

Беседа по вопросам:

  1. Что для себя на этом уроке узнали нового?
  2. Какие задания вызвали у Вас трудности.

Выставление отметок с комментированием

Отвечают на вопросы.

Подают дневники для отметки

  • Что такое реакции обмена?
  • Что такое ионы?
  • На какие группы делятся ионы?
  • Что такое электролитическая диссоциация?
  • На какие ионы распадаются при электролитической диссоциации кислоты?
  • На какие ионы распадаются при электролитической диссоциации растворимые основания?
  • На какие ионы распадаются при электролитической диссоциации соли?
  • Таким образом, какие ионы выделяют при электролитической диссоциации? (Н +1 , ОН -1 , Ме +n , кислотный остаток -n )
  1. Инструктаж по ТБ. Инструктаж по выполнению практической работы.
  • На каждую парту раздается маршрутный лист с правилами составления ионных уравнений, по которым работаем весь урок ( см. приложение 1 )
  • Выдается инструкция с практическими заданиями ( приложение 2)
  1. Ученики выполняют практическую часть в парах
  2. Оформляют отчет самостоятельно.
  3. Подводим итог. Ребята мы сегодня занимались небольшим научным исследованием. Исследовали и выяснили, что ионные реакции идут до конца в трех случаях. Также ознакомились с некоторыми свойствами ионов.

Химия наука экспериментальная, очень интересная. Любой эксперимент это метод научного исследования. Мнемонический приём

Случаи необратимого протекания реакций ионного обмена.
Если выделится газ- это раз;
И получится вода – это два;
А еще – нерастворимый осаждается продукт…
“Есть осадок”, – говорим мы – это третий важный пункт.

Химик правила обмена не забудет никогда:

В результате – непременно будет газ или вода ,

Выпадает осадок – вот тогда – порядок!

(Оценки по результатам самостоятельной работы, с учётом активной работы на уроке

Гидролиз солей

Если в три пробирки налить по 2-3 мл растворов солей, например хлорида алюминия, ацетата натрия, нитрата калия, и добавить в каждую пробирку по 2-3 капли раствора лакмуса, то можно наблюдать разные изменения окраски индикатора.

Проблема. Все исследуемые в опыте вещества — растворы солей, сильных электролитов. Почему же в разных растворах окраска лакмуса изменилась неодинаково?

Начнем анализировать результаты опыта с раствора ацетата натрия, в котором лакмус стал синим. При растворении соль диссоциировала:

Катионы натрия и ацетат-ионы находятся в растворе, где наряду с молекулами воды присутствуют и ее ионы, которые в незначительных количествах образуются при диссоциации этого слабого электролита. Противоположно заряженные ионы притягиваются друг к другу, при столкновениях они могут ассоциироваться. Однако гидроксид натрия — сильный электролит, поэтому образовавшиеся ионные пары будут вновь диссоциировать. А вот ацетат-ионы, соединяясь с ионами Н + , образуют молекулы слабого электролита — уксусной кислоты, константа диссоциации которой очень невелика (К = 2 • 10 -5 ).

Связывание ацетат-ионами протонов ведет к накоплению в растворе гидроксид-ионов, что и объясняет наличие щелочной среды и изменение окраски лакмуса в растворе ацетата натрия на синюю:

Описанное явление называется гидролизом.

Гидролиз («разложение водой») охватывает большой круг явлений, распространенных в природе и имеющих большое практическое значение. Существует даже целая отрасль народного хозяйства — гидролизная промышленность, занимающаяся производством ценных продуктов (глюкозы, белковых дрожжей) из непищевого сырья — древесных опилок, соломы, кукурузных кочерыжек и т. п.

Мы пока познакомимся лишь с одним частным случаем, а именно с гидролизом солей. Разобранный выше пример позволяет сформулировать определение.

Уравнение гидролиза ацетата натрия можно записать следующим образом:

Из определения ясно, что для предсказания возможности протекания гидролиза необходимо анализировать состав соли с целью выяснения вопроса: какие электролиты (сильные или слабые) могут быть образованы ее ионами в процессе обменного взаимодействия с водой? Отсюда становится понятным сохранение фиолетовой окраски лакмуса в растворе нитрата калия. При диссоциации этой соли:

образуются ионы, не способные в растворе связывать ионы водорода или гидроксид- ионы, поскольку в результате ассоциации образовались бы молекулы сильных электролитов — гидроксида калия и азотной кислоты, которые тут же диссоциируют вновь.

Покраснение лакмуса в растворе соли алюминия объясняется тем, что катионы алюминия в водном растворе взаимодействуют с водой, связывая гидроксид-ионы. Накопление ионов водорода определяет кислую реакцию среды, в которой лакмус становится красным.

Поскольку катион алюминия трехзаряден, гидролиз может протекать по ступеням.

Первая ступень гидролиза:

При прохождении гидролиза по первым двум ступеням происходит столь значительное накопление ионов водорода (гидроксония Н3O + ), что в соответствии с принципом Ле Шателье равновесие смещается влево, и по третьей ступени гидролиз уже не протекает. При обычных условиях гидролиз в наибольшей степени идет по первой ступени, поэтому мы ограничимся написанием уравнений гидролиза по первой ступени.

По способности к гидролизу все соли на основе их состава могут быть разделены на четыре группы (табл. 6).

Конспект урока химии с презентацией “Гидролиз солей” для 9 класса

Тип урока: Изучение нового материала

Вид урока: Проблемно-исследовательский.

Цель урока: Сформировать у учащихся понятие гидролиза солей.

1. Развивать у школьников умение пользоваться опорными знаниями, закрепить умения и навыки химического эксперимента, умение работать с таблицами, справочными материалами.

2. Развивать мышление, умение делать логические выводы из наблюдений по опыту. Научить составлять ионное уравнение реакции гидролиза солей по первой стадии.

3. Сформировать понимание практического значения гидролиза в природе и жизни человека.

Реактивы: растворы солей: хлорид алюминия, карбонат натрия, хлорид натрия, индикаторы — лакмус, фенолфталеин.
Таблица сильных и слабых электролитов. Компьютер, проектор, диск с презентациями поэтапного показа схем проведения опыта по гидролизу солей и анализа его результатов.

1. Повторение опорных знаний.

• Электролиты и неэлектролиты.

• Понятие степени электролитической диссоциации.

• Таблица сильных и слабых электролитов.

• Работа индикаторов в различных средах.

2. Подготовка таблицы для заполнения результатов опыта.

3. Эксперимент (изменение цвета индикаторов в растворах солей).

4. Схема эксперимента и выводы из опыта.

5. Доказательство через уравнения реакции.

6. Определение понятия «гидролиз солей».

7. Выполнение упражнений.

8. Значение гидролиза в природе и практической деятельности человека.

9. Домашнее задание.

I этап урока — подготовка к изучению нового материала, актуализация знаний и опыта

Формы и методы работы учителя

Виды деятельности учащихся

1. Опорные вопросы:
• Какие вещества называются электролитами и неэлектролитами?

• Что показывает степень электролитической диссоциации?

• Как индикаторы изменяют свой цвет в кислой и щелочной среде?

• Какие вы знаете индикаторы?

Фронтальный опрос в форме беседы

Учащимся предложена таблица сильных и слабых электролитов

На экране терминала показываем цвета индикаторов в разных средах

Устные ответы на вопросы учителя

Объяснение формулы у доски. Запись на доске и в тетради

Ученик проделывает
опыт.

Делается вывод о том, какие ионы отвечают за цвет индикаторов

2. Подготовка таблицы для заполнения данными хода эксперимента

Таблица 1 проецируется на экран

Построение таблицы в тетради

3. Проведение эксперимента учащимися под руководством учителя

Вместе с учащимися заносит результаты наблюдений в таблицу

Лабораторный опыт. Учащиеся исследуют изменение цвета лакмуса и фенолфталеина в водных растворах солей

II этап урока — проблемная задача. Обсуждение в парах и группах класса. Ответ формулируется учащимися

Учащиеся после проведения опыта заносят результаты в таблицу и делают самостоятельно вывод, что соли имеют кислую и щелочную реакцию.

Учитель задает вопросы:

1. Какие ионы окрашивают лакмус в красный цвет?

2. Какие ионы отвечают за цвет индикатора в щелочной среде?

3. Есть ли эти ионы в солях?

4. Является ли вода электролитом?

5. На какие ионы диссоциирует вода?

6. Учащиеся должны догадаться, что они исследовали водные растворы солей.

Учащиеся делают вывод, что вода участвует в гидролизе и дает ионы водорода и гидроксогруппы, избыток которых изменяет цвет индикаторов. Записывают в графу «Какие ионы» в таблице.

III этап урока — самостоятельный поиск информации в таблице, составление упрощенной схемы гидролиза солей, вывод и определение понятия гидролиза по схеме

На этом этапе урока учитель демонстрирует упрощенную схему на экране терминала с заранее созданными слайдами

слабое основание сильная кислота Что сильнее, того и больше!

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, имеет щелочную реакцию, так как в растворе избыток гидроксид-ионов.

Далее учитель просит ребят самостоятельно составить аналогичную схему для хлорида натрия.

IV этап урока — формирование решения проблемы, обсуждение в группах и фронтальные ответы

Учитель обращает внимание учащихся на то, что взаимодействие ионов соли с ионами воды приводит к наличию в растворах солей избытка ионов водорода или гидроксид-ионов.

Делается вывод, что гидролиз — это реакция обмена между некоторыми солями и водой: «гидро» — вода, «лизис» — разложение.

Затем составляются уравнения диссоциации соли и воды, с помощью которых доказывается получение избытка ионов водорода и гидроксид-ионов.

АlСl3 ↔ А13+ + 3Сl–

Н2O ↔ Н+ + ОН–
_____________________________________

Al3+ + 3Сl– + Н2O ↔ АlOН2+ + 3Сl– + Н+

Аl3+ + Н2O ↔ АlOН2+ + Н+

Избыток ионов водорода дает соли кислую реакцию, поэтому лакмус краснеет.

Na2CO3 ↔ 2Na+ + СO32–

2Na+ + СO32– + Н2O ↔ 2Na+ + HCO3– + ОН–

СO32– + Н2O ↔ НСO3– + ОН–

Избыток гидроксид-ионов дает соли щелочную реакцию, поэтому лакмус синеет, а фенолфталеин становится малиновым.

V этап урока — закрепление изученного материала

1. На экран терминала проецируется задание:

• Какую реакцию будут иметь водные растворы следующих солей:

1 вариант 2 вариант

а) нитрата цинка (II) а) хлорид меди (II)

б) сульфата калия б) сульфита натрия

в) сульфида натрия в) нитрата бария

• Составьте упрощенную схему гидролиза этих солей.

• Составьте ионное уравнение гидролиза этих солей.

2. Затем на экран проецируются правильные ответы на эти вопросы, а учащимся предлагается поменяться с соседом тетрадями, проверить задания и выставить друг другу оценки (или проверить и самим себе поставить оценку).

3. Учитель просит поднять правую руку тех учащихся, которые получили «5» и «4», и левую руку, которые получили «3».

4. Объективность поставленных оценок проверяется учителем после урока при проверке домашнего задания.

VI этап урока — подведение итогов

Беседа учителя с учащимися.

Учитель рассказывает о большом практическом значении гидролиза для человека, касаясь органических веществ: спиртов, сложных эфиров, жиров, мыла, крахмала, целлюлозы, которые учащиеся подробно будут изучать в 10 классе.

Подводится контроль результатов работы учащихся на уроке с аргументацией поставленных оценок: пояснением активности их работы, правильности ответов и уровня сложности задания.

Пользуясь таблицей “Сильные и слабые электролиты”, приведите свои примеры солей, которые будут иметь кислую, щелочную и нейтральную реакцию, и напишите к ним ионные уравнения гидролиза.

Дополнительные материалы к уроку

О значении и применении гидролиза.

Гидролизу подвергаются всем хорошо известные органические вещества. Происходит это под действием биологических катализаторов — ферментов. В организме человека под действием следующих ферментов происходит гидролиз:

амилаза фермент крахмала

целлюлоза фермент целлюлозы

протеаза фермент белка

Продукты гидролиза жира всасываются ворсинками кишечника, а затем в организме образуется жир, но уже свойственный данному организму. Потоками крови жиры переносятся в другие органы и ткани организма, где накапливаются или снова гидролизуются и постепенно окисляются до углекислого газа и воды.

В промышленности гидролизу подвергаются сложные эфиры и жиры обязательно в щелочной среде. Такая реакция называется омылением. На этой реакции основано производство мыла, однако в настоящее время на производство моющих средств идут главным образом продукты переработки нефти.

В технике крахмал подвергают гидролизу при взаимодействии с разбавленной серной кислотой и превращают в глюкозу (это реакция Кирхгофа, 1811 г.). Продукты гидролиза крахмала широко используются в кондитерской промышленности, медицине, для технических целей.

Продукты гидролиза целлюлозы — это бумага, хлопчатобумажные ткани.

1. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Начала химии. — М.: Экзамен, 2001.

2. Хомченко Г.П. , Хомченко И.Г. Сборник задач по химии. — М., 2000 .

4. http://www.xumuk.ru/encyklopedia/1047.html
Полный текст материала Конспект урока химии с презентацией “Гидролиз солей” для 9 класса смотрите в скачиваемом файле.
На странице приведен фрагмент.

Спасибо за Вашу оценку. Если хотите, чтобы Ваше имя
стало известно автору, войдите на сайт как пользователь
и нажмите Спасибо еще раз. Ваше имя появится на этой стрнице.

Какие ионы содержаться в водных растворах

В уроке 9 «Ионы в водном растворе» из курса «Химия для чайников» рассмотрим растворение соли в воде, а также электролиз растворов и расплавов солей; познакомимся с законами Фарадея для электролиза и научимся находить продукты электролиза. Базой знаний для данного урока послужит материал из урока 8 «строение солей».

Растворение соли в воде

Из прошлого урока нам известно, что соли трудно расплавить и еще сложнее довести ее до кипения, однако, полярные жидкости, такие как вода, способны растворять соли без особых усилий, поскольку неполные положительные и отрицательные заряды на атомах полярных молекул воды в какой-то мере заменяют собой положительные и отрицательные ионы в кристаллической решетке соли. Другими словами, молекулы воды помогают разрушить кристалл соли.

Из рисунка видно, что происходит с положительными и отрицательными ионами при растворении в воде кристалла поваренной соли NaCl. Каждый ион Na+ окружается молекулами воды, которые обращены к нему отрицательно заряженными атомами кислорода. То же самое происходит с ионами Cl—, которые окружаются молекулами воды, обращенными к нему своими положительно заряженными атомами водорода. Ионы из кристалла соли оказываются гидратированными, а сам процесс присоединения молекул воды к ионам получил название — гидратация. Если в результате процесса гидратации устойчивость ионов, переходящих в раствор, становится больше их устойчивости в кристаллической решетке, то происходит растворение соли в воде. Хлорид натрия является отличным примером растворимой соли. И, наоборот, если энергия гидратации слишком мала, то кристалл является более устойчивой формой и не растворяется в воде. Примером таких нерастворимых солей является сульфат бария (BaSO4) и хлорид серебра (AgCl). Когда кристалл растворяется, он не просто распадается на ионы, а разъединяется на ионы молекулами жидкости, в которой происходит растворение. Неполярные жидкости (например, бензин С8H18) НЕ способны разъединять ионы в кристаллической решетке солей.

Электролиз растворов и расплавов солей

Металлы хорошо проводят ток — это знает каждый школьник. Электропроводность в металлах вызвана перемещением электронов в них, но ионы металла остаются неподвижными. Хотя кристаллы солей не проводят ток, зато растворы и расплавы солей это умеют и практикуют, так как анионы (отрицательные ионы) и катионы (положительные ионы) могут направленно перемещаться в противоположные направления, если приложить напряжение. Подвижность ионов соли оказывается еще большей, если она подверглась процессу гидратации.

Давным-давно английский ученый Майкл Фарадей расплавил соль (нагрев ее выше 801ºС), затем погрузил в расплав два электрода (катод и анод), а после взял и пропустил электрический ток через расплавленную соль. После этих манипуляций он обратил внимание что на электродах начали протекать химические реакции: ионы натрия начали мигрировать к катоду (где электроны поступают в расплав) и восстанавливаться там до металлического натрия

  • Na+ + e— (с катода) → Na

Хлорид-ионы мигрируют в другом направлении-в сторону анода, отдают ему свои избыточные электроны и окисляются до газообразного хлора

Все это можно изобразить с помощью полной реакции, которая представляет собой разделение NaCl на составляющие его элементы:

  • Na+ + Cl— → Na + ½Cl2

Весь процесс получил название электролиз, что означает «разрыв на части при помощи электричества». Для электролиза не обязательно расплавлять соль, можно также использовать обычный водный раствор соли, ведь подвижность ионов оказывается еще большей, если соль подверглась процессу гидратации. Но тогда полная реакция будет выглядеть иначе, и на катоде будет выделяться не металлический натрий, а газообразный водород:

  • Na+ + Cl— + H2O → Na+ + ½Cl2 + ½H2 + OH—

Надеюсь, что вам стало интересно, почему продуктом электролиза водного раствора является не Na (как это было в расплавленной соли), а ½H2. Объясняется просто: часть молекул H2O диссоциируют на ионы H+ и OH—. Поскольку ион H+ обладает большим сродством к электрону (то есть сильнее его притягивает), нежели ион Na+, то ионы H+ первыми достигают катода, где незамедлительно восстанавливают недостающий электрон и превращаются из иона в полноценный газ H2, а ионы Na+ так и остаются в растворе.

Вот вам плюшка с продуктами электролиза водного раствора солей, может пригодится — может нет, но лучше законспектируйте:

А Фарадей тем временем не сидел без дела, а наблюдал, проводил опыты, использовал другие электролиты, увеличивал-уменьшал заряд и опять наблюдал. В конце концов он заметил взаимосвязь между количеством подаваемого электричества и количеством получаемых веществ. Установленные им закономерности называются законы Фарадея для электролиза. Сформулируем их:

  1. Пропускание одного и того же электрического заряда через электролитическую ячейку всегда приводит к количественно одинаковому химическому превращению в данной реакции. Масса элемента, выделяемого на электроде, пропорциональна количеству заряда, пропущенному через электролитическую ячейку.
  2. Для выделения на электроде 1 моля вещества, которое в процессе электрохимической реакции приобретает или теряет 1 электрон, необходимо пропустить через ячейку 96485 кулонов (Кл) электричества. Если в реакции принимает участие N электронов, для выделения моля продукта необходимо N·96485 Кл электричества.

Количество электричества, равное 96485 Кл, получило название 1 фарадей и обозначается символом F. Законы Фарадея становятся очевидными, если принять во внимание, что 1 F — это просто заряд 1 моля электронов, т.е. 6,022 1023 электронов. Множитель 6,022-1023, позволяющий переходить от индивидуальных молекул к молям вещества, одновременно позволяет перейти и от 1 электронного заряда к 1 F электрического заряда. Разумеется, в свое время Фарадей ничего не знал ни о числе Авогадро, ни о заряде электрона. Однако из проведенных экспериментов он смог сделать вывод, что заряды на ионах кратны некоторой элементарной единице заряда, так что 96485 Кл электричества соответствуют 1 молю таких единиц. Термин электрон впервые появился в 1881 г.; его ввел английский физик Дж.Стоней для обозначения элементарной единицы ионного заряда. Применять термин «электрон» к реальной отрицательно заряженной частице начали спустя еще 10 лет.

1 пример. Запишите уравнения реакций, протекающих при пропускании электрического тока через расплавленную соль NaCl. Сколько граммов натрия и хлора выделится при пропускании 1 F электричества через электролитическую ячейку?

Решение: Уравнение реакции, протекающей на катоде: Na+ + е— → Na, а уравнение 1 анодной реакции: Сl— → Cl2 + е—. Когда через расплавленную соль NaCl проходит 1 моль электронов (1 F), каждый электрон восстанавливает 1 ион натрия, в результате чего образуется 1 моль атомов натрия. Следовательно, на катоде выделяется 22,990 г Na. На аноде происходит удаление 1 моля электронов от 1 моля хлорид-ионов, после чего остается 1 моль атомов хлора, которые попарно соединяются, образуя 1/2 моля молекул Сl2. Следовательно, масса газообразного хлора, выделяющегося на аноде, должна быть равна 35,453 г (что равно атомной массе Сl, или половине молекулярной массы Сl).

Пример 2. Сколько граммов металлического магния и газообразного хлора выделяется при пропускании 1 F электричества через электролитическую ячейку с расплавленным хлоридом магния, MgCl2?
Решение: На катоде происходит реакция Mg2+ + 2е— → Mg, а на аноде — реакция 2Сl— → Сl2 + 2е—. Поскольку для восстановления каждого иона Mg2+ необходимо 2 электрона, 1 моля электронов хватит только для восстановления половины моля ионов магния, таким образом на катоде должно выделиться 12,153 г магния. (Атомная масса магния равна 24,305 г/моль.) Как и в примере 1, на аноде окислится 1 моль ионов Сl— и выделится половина моля, т.е. 35,453 г, газообразного Сl2.

Пример 3. Основным промышленным способом получения металлического алюминия является электролиз расплавленных солей, содержащих ионы Аl3 +. Определите величину электрического заряда, в фарадеях и кулонах, который должен быть пропущен через расплав для получения 1 кг металла.
Решение: 1 кг алюминия содержит 1000 г / 26,98 г·моль-1 = 37,06 моля атомов. Поскольку на выделение каждого атома алюминия необходимо 3 электрона, на 37,06 моля атомов потребуется 3·37,06 = 111,2 моля электронов. Это количество электричества эквивалентно 111,2F, или 10 730 000 Кл.

Надеюсь урок 9 «Ионы в водном растворе» был познавательным и понятным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии. Если вопросов нет, то переходите к уроку 10 «Ионы в газе».

Хотите ещё проще? Мы создали новый курс, где максимум за 7 дней вы овладете химией с нуля. Подробннее по ссылке

Электролитами называют вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

К электролитам относят большинство неорганических соединений и растворимые соли органических кислот. Большинство органических соединений не проводят электрический ток и относятся к неэлектролитам.

Согласно теории электролитической диссоциации, предложенной С. Аррениусом, для количественной оценки диссоциации используют количественный показатель – степень диссоциации.

Степень диссоциации ($alpha$) – это отношение числа частиц, распавшихся на ионы $(N_>)$ к общему числу частиц, введенных в раствор$(N_>)$:

Степень диссоциации зависит от следующих факторов:

от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя ($H_2O$) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.

от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются.

КЛАССИФИКАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Диссоциация сильных кислот протекает в одну стадию, то есть одноступенчато, с одновременным отщеплением всех катионов водорода:

$H_2SO_4 rightarrow hspace <4pt>2H^+ + SO_4^<2->$

$HNO_3 rightarrow hspace <4pt>H^+ + NO_3^<->$

Слабые кислоты диссоциируют многоступенчато (число ступеней диссоциации = числу атомов Н в кислоте):

I) $H_2CO_3 Leftrightarrow hspace <4pt>H^+ + HCO_3^<->$ гидрокарбонат-ион

II) $HCO_3^ <->Leftrightarrow hspace <4pt>H^+ + CO_3^<2->$ карбонат-ион

Основания – это электролиты, которые в растворе диссоциируют с образованием в качестве отрицательных ионов только гидроксид-анионов.

Диссоциация сильных оснований протекает в одну стадию, то есть одноступенчато при этом происходит отщепление сразу всех гидроксо-групп:

$NaOH rightarrow Na^+ + OH^-$

$Ca(OH)_2 rightarrow Ca^ <2+>+ 2OH^-$

Слабые основания диссоциируют многоступенчато (число ступеней = числу гидроксильных групп):

I) $Cr(OH)_3 Leftrightarrow hspace <4pt>OH^- + Cr(OH)_2^+$ катион дигидроксохрома (III)

II) $Cr(OH)_2^+ Leftrightarrow hspace <4pt>OH^- + Cr(OH)^<2+>$ катион гидроксохрома (III)

III) $Cr(OH)^ <2+>Leftrightarrow hspace <4pt>OH^- + Cr^<3+>$ катион хрома (III)

Соли – это электролиты, которые диссоциируют в растворе с образованием катиона металла и аниона кислотного остатка:

Кислые соли диссоциируют с образованием катиона металла и сложного аниона, состоящего из водорода и кислотного остатка. Сложный анион затем диссоциирует на катион водорода и анион кислотного остатка:

I) $KH_2PO_4Leftrightarrow hspace <4pt>K^+ + H_2PO_4^ <->+$ дигидрофосфат-ион

II) $H_2PO_4^- Leftrightarrow hspace <4pt>H^+ + HPO_4^<2->$ гидрофосфат-ион

III) $HPO_4^<2->Leftrightarrow hspace <4pt>H^+ + PO_4^<3->$ фосфат-ион

Основные соли диссоциируют с образованием аниона кислотного остатка и сложного катиона, состоящего из гидроксогруппы и металла. Сложный катион затем диссоциирует на гидроксид-ион и катион металла:

I) $(Fe(OH)_2)_2SO_4Leftrightarrow hspace <4pt>SO_4^ <2->+ 2Fe(OH)_2^+$ катион дигидроксожелеза (III)

II) $Fe(OH)_2^+ Leftrightarrow hspace <4pt>OH^- + Fe(OH)^<2+>$ катион гидроксожелеза (III)

III) $Fe(OH)^ <2+>Leftrightarrow hspace <4pt>OH^- + Fe^<3+>$ катион железа (III)

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: