Формулы электролитов и уравнения диссоциации

Видео:ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ХИМИЯ 8 класс // Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

Электролитическая диссоциация

Материалы портала onx.distant.ru

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Видео:Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей. 9 класс.Скачать

Степень диссоциации

Вещества, которые в растворах или расплавах полностью или частично распадаются на ионы, называются электролитами.

Степень диссоциации α — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы N′ к общему числу растворенных молекул N:

α = N′/N

Степень диссоциации выражают в процентах или в долях единицы. Если α =0, то диссоциация отсутствует и вещество не является электролитом. В случае если α =1, то электролит полностью распадается на ионы.

Видео:Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. 9 класс.Скачать

Классификация электролитов

Согласно современным представлениям теории растворов все электролиты делятся на два класса: ассоциированные (слабые) и неассоциированные (сильные) . Неассоциированные электролиты в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Для этого класса электролитов a близко к единице (к 100 %). Неассоциированными электролитами являются, например, HCl, NaOH, K₂SO₄ в разбавленных водных растворах.

Ассоциированные электролиты подразделяются на три типа:

• • 1. Слабые электролиты существуют в растворах как в виде ионов, так и в виде недиссоциированных молекул. Примерами ассоциированных электролитов этой группы являются, в частности, Н₂S, Н₂SO₃, СН₃СOОН в водных растворах.
    2. Ионные ассоциаты образуются в растворах путем ассоциации простых ионов за счет электростатического взаимодействия. Ионные ассоциаты возникают в концентрированных растворах хорошо растворимых электролитов. В результате в растворе находятся как простые ионы, так и ионные ассоциаты. Например, в концентрированном водном растворе КCl образуются простые ионы К + , Cl — , а также возможно образование ионных пар (К + Cl — ), ионных тройников (K₂Cl + , KCl₂ — ) и ионных квадруполей (K₂Cl₂, KCl₃ 2- , K₃Cl 2+ ).
    3. Комплексные соединения (как ионные, так и молекулярные), внутренняя сфера которых ступенчато диссоциирует на ионные и (или) молекулярные частицы.
       Примеры комплексных ионов: [Cu(NH₃)₄] 2+ _, [Fe(CN)₆] 3+ _, [Cr(H₂O)₃Cl₂] + .

При таком подходе один и тот же электролит может относиться к различным типам в зависимости от концентрации раствора, вида растворителя и температуры. Подтверждением этому являются данные, приведенные в таблице.

Таблица. Характеристика растворов KI в различных растворителях

Приближенно, для качественных рассуждений можно пользоваться устаревшим делением электролитов на сильные и слабые. Выделение группы электролитов “средней силы” не имеет смысла. Эти электролиты являются ассоциированными. К слабым электролитам обычно относят электролиты, степень диссоцииации которых мала α

Таким образом, к сильным электролитам относятся разбавленные водные растворы почти всех хорошо растворимых в воде солей, многие разбавленные водные растворы минеральных кислот (НСl, HBr, НNО₃, НСlO₄ и др.), разбавленные водные растворы гидроксидов щелочных металлов. К слабым электролитам принадлежат все органические кислоты в водных растворах, некоторые водные растворы неорганических кислот, например, H₂S, HCN, H₂CO₃, HNO₂, HСlO и др. К слабым электролитам относится и вода.

Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Диссоциация электролитов

Уравнение реакции диссоциации сильного электролита можно представить следующим образом. Между правой и левой частями уравнения реакции диссоциации сильного электролита ставится стрелка или знак равенства:

HCl → H + + Cl —

Допускается также ставить знак обратимости, однако в этом случае указывается направление, в котором смещается равновесие диссоциации, или указывается, что α≈1. Например:

NaOH → Na + + OH —

Диссоциация кислых и основных солей в разбавленных водных растворах протекает следующим образом:

NaHSO₃ → Na + + HSO₃ —

Анион кислой соли будет диссоциировать в незначительной степени, поскольку является ассоциированным электролитом:

HSO₃ — → H + + SO₃ 2-

Аналогичным образом происходит диссоциация основных солей:

Mg(OH)Cl → MgOH + + Cl —

Катион основной соли подвергается дальнейшей диссоциации как слабый электролит:

MgOH + → Mg 2+ + OH —

Двойные соли в разбавленных водных растворах рассматриваются как неассоциированные электролиты:

Комплексные соединения в разбавленных водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы:

В свою очередь, комплексный ион в незначительной степени подвергается дальнейшей диссоциации:

[Fe(CN)₆] 3- → Fe 3+ + 6CN —

Видео:ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ кислот оснований и солей | Как писать УРАВНЕНИЯ ДИССОЦИАЦИЙСкачать

Константа диссоциации

При растворении слабого электролита К А в растворе установится равновесие:

КА ↔ К + + А —

которое количественно описывается величиной константы равновесия К_д, называемой константой диссоциации :

Kд = [К + ] · [А — ] /[КА] (2)

Константа диссоциации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе слабого электролита. Например, в растворе азотистой кислоты HNO₂ ионов Н + больше, чем в растворе синильной кислоты HCN, поскольку К(HNO₂) = 4,6·10 — 4 , а К(HCN) = 4,9·10 — 10 .

Для слабых I-I электролитов (HCN, HNO₂, CH₃COOH) величина константы диссоциации К_д связана со степенью диссоциации α и концентрацией электролита c уравнением Оствальда:

К_д = (α 2· с)/(1-α) (3)

Для практических расчетов при условии, что α

К_д = α 2· с (4)

Поскольку процесс диссоциации слабого электролита обратим, то к нему применим принцип Ле Шателье. В частности, добавление CH₃COONa к водному раствору CH₃COOH вызовет подавление собственной диссоциации уксусной кислоты и уменьшение концентрации протонов. Таким образом, добавление в раствор ассоциированного электролита веществ, содержащих одноименные ионы, уменьшает его степень диссоциации.

Следует отметить, что константа диссоциации слабого электролита связана с изменением энергии Гиббса в процессе диссоциации этого электролита соотношением:

ΔG_T 0 = — RTlnK_д (5)

Уравнение (5) используется для расчета констант диссоциации слабых электролитов по термодинамическим данным.

Видео:Задание 13: Все про электролитическую диссоциацию на ОГЭСкачать

Примеры решения задач

Задача 1. Определите концентрацию ионов калия и фосфат-ионов в 0,025 М растворе K₃PO₄.

Решение. K₃PO₄ – сильный электролит и в водном растворе диссоциирует полностью:

Следовательно, концентрации ионов К + и РО₄ 3- равны соответственно 0,075М и 0,025М.

Задача 2. Определите степень диссоциации α_д и концентрацию ионов ОН — (моль/л) в 0,03 М растворе NH₃·H₂О при 298 К, если при указанной температуре К_д(NH₃·H₂О) = 1,76× 10 — 5 .

Решение. Уравнение диссоциации электролита:

Концентрации ионов: [NH₄ + ] = α С ; [OH — ] = α С , где С – исходная концентрация NH 3 ·H 2 О моль/л. Следовательно:

K_д = αС · αС /(1 — αС)

К_д ≈ α 2 С

Константа диссоциации зависит от температуры и от природы растворителя, но не зависит от концентрации растворов NH 3 ·H 2 О . Закон разбавления Оствальда выражает зависимость α слабого электролита от концентрации.

α = √( К_д / С) = √(1,76× 10 — 5 / 0,03 ) = 0,024 или 2,4 %

[OH — ] = αС, откуда [OH — ] = 2,4·10 — 2 ·0,03 = 7,2·10 -4 моль/л.

Задача 3. Определите константу диссоциации уксусной кислоты, если степень диссоциации CH₃CОOH в 0,002 М растворе равна 9,4 %.

Решение. Уравнение диссоциации кислоты:

CH₃CОOH → СН₃СОО — + Н + .

α = [Н + ] / С_исх(CH₃CОOH)

откуда [Н + ] = 9,4·10 — 2 ·0,002 = 1,88·10 -4 М.

Kд = [Н + ] 2 / С_исх(CH₃CОOH)

Константу диссоциации можно также найти по формуле: К_д ≈ α 2 С .

Задача 4. Константа диссоциации HNO₂ при 298К равна 4,6× 10 — 4 . Найдите концентрацию азотистой кислоты, при которой степень диссоциации HNO₂ равна 5 %.

Решение.

К_д = α 2 С , откуда получаем С исх (HNO 2 ) = 4,6·10 — 4 /(5·10 — 2 ) 2 = 0,184 М.

Задача 5. На основе справочных данных рассчитайте константу диссоциации муравьиной кислоты при 298 К.

Решение. Уравнение диссоциации муравьиной кислоты

В “Кратком справочнике физико–химических величин” под редакцией А.А. Равделя и А.М. Пономаревой приведены значения энергий Гиббса образований ионов в растворе, а также гипотетически недиссоциированных молекул. Значения энергий Гиббса для муравьиной кислоты и ионов Н + и СООН — в водном растворе приведены ниже:

Изменение энергии Гиббса процесса диссоциации равно:

ΔG_T 0 = — 351,5- (- 373,0) = 21,5 кДж/моль.

Для расчета константы диссоциации используем уравнение (5). Из этого уравнения получаем:

lnK_д = — Δ G_T 0 /RT= — 21500/(8,31 298) = — 8,68

Откуда находим: K_д = 1,7× 10 — 4 .

Видео:Основные положения теории электролитической диссоциации. Свойства ионов. 9 класс.Скачать

Задачи для самостоятельного решения

1. К сильным электролитам в разбавленных водных растворах относятся:

1. СН₃СOOH
2. Na₃PO₄
3. NaCN
4. NH₃
5. C₂H₅OH
6. HNO₂
7. HNO₃

13.2. К слабым электролитам в водных растворах относятся:

3. Определите концентрацию ионов NH₄ + в 0,03 М растворе (NH₄)₂Fe(SO₄)₂;

4. Определите концентрацию ионов водорода в 6 мас.% растворе H₂SO₄, плотность которого составляет 1,038 г/мл. Принять степень диссоциации кислоты по первой и второй ступеням равной 100 %.

5. Определите концентрацию гидроксид-ионов в 0,15 М растворе Ba(OH)₂.

6. Степень диссоциации муравьиной кислоты в 0,1 М растворе равна 4 %. Рассчитайте Концентрацию ионов водорода в этом растворе и константу диссоциации НСООН.

7. Степень диссоциации муравьиной кислоты в водном растворе увеличится при:

а) уменьшении концентрации HCOOH;

б) увеличении концентрации HCOOH;

в) добавлении в раствор муравьиной кислоты HCOONa;

г) добавлении в раствор муравьиной кислоты НCl.

8. Константа диссоциации хлорноватистой кислоты равна 5× 10 — 8 . Определите концентрацию HClO, при которой степень диссоциации HClO равна 0,5 %, и концентрацию ионов Н + в этом растворе.

0,002М; 1× 10 — 5 М.

9. Вычислите объем воды, который необходимо добавить к 50 мл 0,02 М раствора NH 3·H 2О, чтобы степень диссоциации NH 3·H 2О увеличилась в 10 раз, если К_д(NH₄OH) = 1,76·10 — 5 .

10. Определите степень диссоциации азотистой кислоты в 0,25 М растворе при 298 К, если при указанной температуре К_д(HNO₂) = 4,6× 10 — 4 .

Видео:Электролитическая диссоциация | Химия ЕГЭ, ЦТСкачать

Электролитическая диссоциация в химии

Содержание:

Электролитическая диссоциация — это процесс распада молекул на ионы при растворении или плавлении.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Видео:9 класс. Электролитическая диссоциация. Образование ионов.Скачать

Теория электролитической диссоциации

Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблукови В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.

Растворы

Ранее мы проводили сопоставление смеси и химического соединения и имели возможность убедиться в качественном отличии их свойств и в том, что образование химического соединения подчиняется закону эквивалентов.

Действует ли закон эквивалентов при образовании растворов. Совершенно ясно, что нет. Например, получить раствор серной кислоты можно смешивая различные количества исходных веществ. В широком интервале концентраций химические свойства такт растворов практически не меняются, тогда как физические свойств (например, плотность) с изменением состава меняются. Можно л растворы отнести к смесям?

Если мы изучим процесс растворения различных газообразных жидких и твердых веществ в воде, то на этот вопрос мы должны ответить отрицательно по следующим причинам:

1. Процесс растворения сопровождается изменением энергии (выделение или поглощение тепла). Например, растворение серной кислоты и щелочей в воде идет с выделением тепла.

2. В некоторых случаях процесс растворения сопровождаете: изменением окраски соединений. Например, растворение безводного сульфата меди в воде идет с образованием раствора голубого цвета а в жидком аммиаке — с образованием раствора синего цвета Изменение окраски связано с различным смещением электронных) пар в разных соединениях.

3. В ряде случаев (растворение жидких веществ) происходит изменение объема взаимодействующих веществ

Так, при растворении этилового спирта в воде имеет место уменьшение объема:

Из сказанного выше следует, что в процессе растворения происходит химическое взаимодействие. Исследования показали, что в растворе могут существовать три типа молекул: молекулы растворителя, растворенного вещества и продуктов их взаимодействия Последние имеют различный состав в зависимости от природы исходных компонентов, концентрации раствора и температуры.

Д. И. Менделеев, исследовавший этот вопрос, назвал такие coединения гидратами (для водных растворов) или сольватами (для любых растворителей). По его представлению, при растворении серной кислоты происходят такие процессы:

Следовательно, в растворе проходят реакции между различными его компонентами и устанавливается динамическое химическое равновесие. Образование такой системы, как теперь выяснилось, в сильной степени зависит от природы (типа химической связи) исходных компонентов. Несомненно, что в водных растворах при этом не последнюю роль играет наличие полярных молекул воды.

До сих пор мы ничего не говорили о размерах частиц. Рассмотренные выше растворы относятся к числу истинных или молекулярных, так как размеры растворенных частиц того же порядка, что в размеры молекул. Такие растворы не только однородны, но и устойчивы.

Таким образом, истинным раствором называется однородная химическая система, в которой устанавливается химическое равновесие между молекулами растворенного вещества и растворителя, а также продуктами их взаимодействия.

Теперь обратимся к вопросу о растворимости газов, жидкостей в твёрдых веществ в воде.

Растворимость вещества — это его способность распределяться в определённом количестве в среде растворителя. Это свойство также связано с природой взаимодействующих веществ. Полярные (в ионные) соединения, как правило, хорошо растворяются в полярных растворителях, а неполярные соединения —в неполярных растворителях. Так, хлористый водород или аммиак хорошо растворяются в воде, тогда как водород, хлор, азот растворяются в воде несравнимо хуже.

Растворимость определяется максимальным количеством вещества, растворяющегося в 100 г растворителя при данной температуре. Раствор в этом случае является насыщенным. Если же в растворе содержится вещества меньше, чем возможно в соответствии с его растворимостью при данной температуре, то такой раствор называется ненасыщенным.

Растворимость большинства твердых веществ увеличивается с нагреванием. Правда, есть такие вещества, растворимость которых с увеличением температуры мало меняется (поваренная соль) или даже падает (гидроокись кальция).

Вещества условно можно разделить на хорошо растворимые, мало растворимые и практически нерастворимые. Растворимость первых составляет при комнатной температуре в 100 г воды не менее 10 г, а последних — не более 0,01 г.

Если твердое вещество находится в растворе, его можно выделить из раствора двумя способами: 1) выпариванием воды, 2) понижением температуры раствора.

При выпаривании ненасыщенного раствора в определенный момент достигается насыщение, когда в растворе не может находиться большее количество вещества, т. е. достигнута величина его растворимости. Тогда при последующем выпаривании в связи с уменьшением количества растворителя начинается выделение твердого вещества.

Другой способ выделения твердого вещества основан на разной растворимости при разной температуре. Если растворимость азотнокислого калия при высокой температуре значительно превосходит растворимость его при низкой температуре, то можно воспользоваться этим различием для перекристаллизации KNO₃.

Растворимость жидкостей в воде также зависит от природы растворяемой жидкости. Так, если спирт может смешиваться с водой в любых отношениях, эфир имеет ограниченную растворимость.

Растворимость газов в воде зависит не только от температуры, но и от давления: падает с нагреванием и увеличивается с повышением давления.

Способы выражения концентрации растворов

Существует несколько способов выражения концентрации растворов; из них наибольшее распространение получили процентные, молярные и нормальные (грамм-эквивалентные) концентрации.

При выражении концентрации растворимого вещества в про центах указывается, сколько граммов вещества находится в 100 граммах раствора.

Например, если дан 30%-ный раствор серной кислоты, то это значит, что в 100 г раствора находится 30 г чистой серной кислоты, Таким образом, процентные концентрации являются одним из способов выражения весовых количеств растворенного вещества и растворителя.

Пример 1. Растворимость азотнокислого калия при 18° С равна 21 г. Определить процентную концентрацию насыщенного раствора.

21 г KNO₃ растворяется в 100 г воды, следовательно, вес полученного раствора 121 г.

Ответ: 17,3%-ный раствор.

Пример 2. К 80 г 15%-ного раствора вещества добавлено 40 г воды. Определить процентную концентрацию полученного раствора.

Решение. В 100 г раствора находится 15 г вещества

После прибавления 40 г воды к 80 а раствора вес раствора стал равен 120 г.

В 120 г раствора находится 12 г вещества

Ответ: 10%-ный раствор.

Пример 3. 400 литров газообразного хлористого водорода растворяются

при нормальных условиях в 1 л воды. Найти процентную концентрацию раствора соляной кислоты.

Решение. Так как процентные концентрации являются весовыми концентратами, то надо найти вес растворенного хлористого водорода и вес всего раствора. Поскольку одна грамм-молекула занимает при нормальных условиях объём 22,4 л, то можно найти вес 400 л хлористого водорода, составив пропорцию:

22,4 л HCI весят 36,5 г

Общий вес раствора: 1000 г воды + 650 г хлористого водорода =1650 г раствора.

В 1650 г раствора — 650 г

Ответ: 39%-ный раствор соляной кислоты.

Концентрация может быть выражена также числом грамм-молекул или грамм-эквивалентов, находящихся в определенном объеме растворителя.

Молярные концентрации указывают на число грамм-молекул растворённого вещества в одном литре раствора.

Например, 1 М H₂SO₄. Это означает, что в каждом литре такого раствора находится 1 грамм-молекула серной кислоты, или 98 г серной кислоты.

Пример 4. Найти молярность 36%-ной соляной кислоты (плотность 1,19)

Решение. Найдем вес НСI в 1 л раствора указанной концентрации:

100 г раствора —36 г НСI

100/1,19 (мл) — 36 г НСI

Нормальные концентрации являются, так же как и молярные, объемными.

Прежде чем рассмотреть нормальные, или грамм-эквивалентные растворы, остановимся кратко на понятии грамм-эквивалент сложного вещества.

Если эквивалент простого вещества определяется как вес, рассчитанный на единицу валентности, то при определении эквивалента сложного вещества расчет ведется следующим образом.

Если нужно осуществить полную нейтрализацию находящейся в растворе 1 грамм-молекулы щелочи NaOH (молекулярный вес 4) и в нашем распоряжении имеются следующие кислоты:

то какие весовые количества их необходимо взять для нейтрализации 40 г едкого натра (одна грамм-молекула)? Очевидно, нужно взять такое весовое количество кислоты, в котором содержится один грамм-атом водорода, т. е. эквивалентное весовое количество кислоты:

Следовательно, нормальность раствора — это число грамм-эквивалентов растворенного вещества, находящихся в 1 л раствора.

Определим грамм-эквивалент других сложных веществ — гидроокисей и солей.

Если грамм-эквивалент кислот находится делением грамм-молекулярного веса на основность кислоты, то грамм-эквивалент оснований получаем делением грамм-молекулярного веса на число, гидроксильных групп основания, грамм-эквивалент солей —делением молекулярного веса на произведение заряда и числа атомного катиона:

Пример 5. Сколько миллилитров раствора соляной кислоты, содержащей 36% НСI (плотность 1,19), необходимо взять для приготовления 4 л 0,5 г раствора?

Решение. Для приготовления 1 л 1 н. раствора надо взять 36,5 г НСI. Надо учесть, что раствор полунормальный, к тому же его не один литр, а четыре

т.к. высокое количество (m) HCl, необходимое для приготовления 4 л 0,5 н. раствора, равно грамм-эквивалентному весу, умноженному на нормальность и число литров,

Подсчитаем вес 36%-ного раствора НСI,, в котором содержится 73 г НСI:

в 100 г 36%-ного раствора — 36 г НСI

в х г — 73 г НСI

Найдём объём V этого раствора:

Ответ: V = 170 мл.

Использование грамм-эквивалентных или нормальных растворов представляет значительные удобства для расчетов, так как, coгласно закону эквивалентов, все вещества реагируют друг с другом в количествах, прямо пропорциональных их эквивалентам.

Пример 6. Имеется 100 мл 0,1 н. раствора едкого натра. Сколько мл в 0,1 н. раствора серной кислоты потребуется на его полную нейтрализацию?

Решение. Очевидно, что если эти растворы равной нормальности, то потребуется такой же объем.

Если в предыдущем примере мы взяли бы раствор серной кислоты вдвое более концентрированным, т. е. 0,2 н. H₂SO₄, то на нейтрализацию 100 мл 0,1 н раствора H₂НO надо было взять вдвое меньший объем кислоты: 50 мл. Из закона эквивалентов вытекает, таким образом, что для нормальных растворов является справедливой следующая зависимость:

т.е. отношение объемов растворов реагирующих веществ обратно пропорцианально их нормальностям, или

Посмотрите также на следующем примере, как знание этой зависимости упрощает вычисление.

Пример 7. Сколько миллилитров 0,25 н. раствора Na₂CO₃ нужно прибавить в 200 мл 0,4 н. раствора СаСI₂, чтобы полностью осадить кальций в виде СаСI₂.

Решение. Условие задачи позволяет воспользоваться формулой:

Объём раствора соды

А теперь считаем по уравнению химической реакции

В 200 мл 0,4 н. раствора СаСI₂ находится следующее количество СаСI₂:

На полное взаимодействие с 4,44 г СаСI₂ потребуется соды:

В каком же объеме 0,25 н. раствора соды должно содержаться 4,24 г?

Как видно, для получения того же ответа нам во втором случае пришлось провести значительно большее число вычислений.

Пример 8. Сколько граммов кристаллической соды Na₂CO₃ • 10Н₂О надо взять для приготовления 4 л 0,2 н. раствора?

Следовательно, вес карбоната натрия найдем следующим образом:

а вес кристаллической соды находится из соотношения:

Ответ: 114,4 г

Пример 9. На нейтрализацию 40 мл раствора щелочи израсходовано 25 мл 0,5 н. раствора серной кислоты. Какова нормальность раствора щелочи?

Решение. Воспользуемся формулой

Ответ: 0,3 н раствора щёлочи.

Пример 10. Для нейтрализации раствора, содержащего 2,25 г кислоты, потребовалось 25 мл 2 н раствора щелочи Определить эквивалент кислоты.

При решении подобных задач также надо исходить из закона эквиваленте применительно к растворам:

Если считать, что кислота была той же нормальности, что и щелочь, то а по объему также было 25 мл.

Теперь, зная объем раствора (25 мл) и нормальность (2 н.), а также вес самой кислоты, нетрудно рассчитать ее эквивалент.

В 25 мл 2 н. раствора находится 2,25 г кислоты

в 1000 мл 2 н. — х г

Видео:Задание 13. Диссоциация, как писать уравнения диссоциации? | Химия ОГЭ | УмскулСкачать

Электролитическая диссоциация

Электролитами называются вещества, водные растворы которых •проводят электрический ток. Это вещества с ионной или достаточно полярной ковалентной связью. В соответствии с представлениями, которые были развиты шведским ученым Сванте Аррениусом (1859 — 1927), такие вещества в растворе диссоциируют на противоположно заряженные ионы:

Таким образом, растворы электролитов являются проводниками второго рода в отличие от металлов (проводники первого рода), электронная проводимость которых обусловлена переносом электронов.

Каким образом осуществляется диссоциация (распад) электронов на ионы? Какие электролиты являются сильными и какие слабыми? Ответ на эти вопросы связан с изучением взаимодействия молекул (или кристаллов) электролита с молекулами воды. При этом на первый план выступает характер химической связи в рассматриваемых молекулах.

Молекулы воды являются полярными: в связи Н—О электронная пара смещена в сторону кислорода. В результате молекула воды ориентируется соответствующим образом около растворенного в воде электролита, полярного (НСI) или ионного (NaCl). В свою очередь это взаимодействие молекул воды и электролита приводит к ослаблению связи между ионами находящимися на поверхности кристалла, или между ковалентно связанными атомами (H +1 и CI — ) в полярной молекуле. Образовавшиеся в результат ослабления и, наконец, разрыва связи ионы (, Н 2 ) окружены молекулами воды, т. е. гидратированы (рис. 8).

Таким образом, при изучении механизма электролитической диссоциации необходимо рассмотрение следующих одновременно протекающих процессов: 1) ориентация молекул воды, 2) ионизация (в случае полярного электролита), 3) диссоциация электролита, 4) гидратация ионов.

Мы ограничимся изложенными выше представлениями, основанными на учете электростатического взаимодействия между компонентами, хотя на самом деле этим не исчерпываются все процессы имеющие место при электролитической диссоциации.

Насколько полно электролит диссоциирует на ионы, зависит от природы электролита (в первую очередь от типа химически связи), а также от его концентрации.

Степенью электролитической диссоциации (а) называется отношение числа молекул электролита, продиссоциировавших на ионы к общему числу молекул растворенного в воде электролита.

Рассмотрим зависимость степени электролитической диссоциаций от следующих трех факторов: 1) природы электролита (химическая связь), 2) концентрации электролита, 3) температуры.

При одной и той же температуре и концентрации растворов степь электролитической диссоциации будет определяться, главным образом, типом химической связи в электролите. Условлено разделять электролиты на сильные, слабые и средней силы. При описанных условиях (одно-молярные растворы при комнатной температуре степень диссоциации сильных электролитов превышает 30%, а слабых — не превосходит 3%.

Сильными электролитами являются соли щелочи — соединения с ионным характером связи, а также некоторые кислоты —

К числу слабых электролитов относятся многие органические кислоты.

Электролитами средней силы являются

Тот факт, что степень диссоциации зависит от концентрации затрудняет использование этой величины при сравнении большого числа электролитов. Ведь не всегда можно иметь растворы одной выбранной концентрации.

Зависимость степени диссоциации (а) от концентрации (с) может быть выражена следующим образом: , т. е. степень диссоциации увеличивается с разбавлением.

Процесс диссоциации электролитов на ионы является обратимым:

Химическим равновесием называется такое состояние химической системы, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют на ионы ступенчато:

Каждая последующая ступень диссоциации осуществляется труднее.

Так, в нашем примере взаимодействие трехзарядного иона с ионом водорода, несомненно, протекает более интенсивно, чем взаимодействие однозарядных ионов

Рассмотрим теперь вопрос о связи силы электролита с положением, элементов в периодической системе. В качестве примера возьмём гидроокиси элементов третьего периода:

Строгое сравнение их между собой затруднено различием форм соединений, но мы воспользуемся тем обстоятельством, что все периодические соединения имеют хотя бы по одной связи Э—О— в О—Н (Э — элемент третьего периода).

Вопрос можно поставить так: почему NaOH диссоциирует как основание, а НСIО₄ — как кислота? И наконец, почему сила оснований растет к первой группе, а сила кислот — к седьмой? Ответ на эти вопросы надо искать в сопоставлении характера связей:

В NaOH связь Na—О — ионная, тогда как связь —О—Н ковалентная. Полярные молекулы воды ориентируются у наиболее полярной связи: Na—О, что приводит в конечном итоге к ее разрыву. В случае Н—О—СI обе связи и Н—О— и О—СI являются ковалентными и полярными, но полярность связи Н—О — значительно превосходит полярность связи —О—СI. Поэтому полярные молекулы воды «атакуют» связь Н—О более энергично, что и приводит к диссоциации НСIО₄ на Н + и ClO₄ — .

От НСIО₄ к H₂SiO₃ сила кислот уменьшается, так как в этом случае выравниваются полярности связей Н—О и О—Э, и, наконец, наступает перелом: более полярной оказывается уже не связь Н—О, а связь Э—О (ионная связь). Неудивительно, что в интервале между ними находится амфотерная гидроокись АI(ОН)₃.

Аналогично изменяется сила гидроокисей элементов, принадлежащих к одной группе системы.

Так, Ве(ОН)₂ является амфотерной гидроокисью, Mg(OH)₂ — основанием средней силы, а Ва(ОН)₂ — одной из сильных щелочей.

Рассмотрим теперь электролитическую диссоциацию водного раствора аммиака:

Аналогичный процесс, как уже отмечалось ранее, имеет место при взаимодействии аммиака с кислотами:

Полярность связи NH₄—А (А — анион) зависит от полярности связи Н—А в молекуле, соединяющейся с аммиаком. Поэтому соли аммония являются сильными электролитами, так как перетягивание Н к атому азота в аммиаке осуществляется легче, чем при взаимодействии аммиака с водой.

Реакции в растворах электролитов и ионные уравнения

Так как электролиты в воде диссоциируют на ионы, то реакции между электролитами, осуществляемые в растворе, надо рассматривать как результат взаимодействия ионов. Наряду с выражением таких реакций с помощью молекулярных уравнений, принять ионные уравнения. Ионное уравнение отражает суть тех основных изменений, которые происходят при взаимодействии растворов электролитов. В зависимости от силы электролитов и их растворимости реакции могут либо идти до конца, либо быть обратимыми Рассмотрим это на примерах реакции нейтрализации:

Единственным слабым электролитом в этом случае является вода) Так как три остальных электролита сильные, то концентраций ионов натрия и хлора (в достаточно разбавленном растворе)не должна измениться. Тогда сущность реакции нейтрализации, npотекающей между сильным основанием и сильной кислотой, может быть выражена ионным уравнением в сокращенной форме:

Эта реакция идет до конца, т. е. при взаимодействии эквивалентных количеств исходных веществ получается соль и вода.

Теперь заменим один из сильных электролитов слабым. Например:

В этом случае реакция не может дойти до конца, так как среди исходных продуктов также есть слабый электролит. В этом случае конкурируют два процесса, ведущие к образованию слабого электролита:

Если слабый электролит представить в ионном уравнении в виде молекул, то эта реакция нейтрализации будет выражена так:

Для оценки количественной стороны процесса небезразлично, какой именно слабый электролит участвовал в реакции. Здесь уже нельзя сказать, что при взаимодействии эквивалентных количеств исходных веществ мы получим только конечные продукты. В растворе будут все четыре вещества. Правда, вода диссоциирует на ионы значительно слабее, чем NH₄OH, и поэтому конечных продуктов будет все же больше.

К тому же количественному соотношению концентраций конечных и начальных продуктов (если принять за основу написанное уравнение) мы придем, если будем растворять в воде хлористый аммоний

Для сравнения скажем, что при растворении поваренной соли — соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой, такой процесс не имеет места.

К числу реакций, практически идущих до конца, относятся реакции образования труднорастворимых соединений. Например:

Последнее уравнение выражает сущность тех изменений, которые происходят при взаимодействии растворов двух указанных электролитов.

Если при взаимодействии двух сильных электролитов также получается два сильных электролита, и к тому же ни одно из эти соединений не выпадает в осадок, то в этом случае мы имеем дела с обратимой реакцией. Например:

Этот пример выбран не случайно. В средней школе изучают реакцию образования соляной кислоты, протекающую следующим образом:

(с последующим растворением хлористого водорода в воде). Однако абитуриенты нередко забывают, в каких условиях осуществляется эта реакция — твердая соль (хлорид металла) взаимодействует с концентрированной серной кислотой, — и приводят уравнения в ионном виде, чего в данном случае делать нельзя.

Наконец, реакции идут до конца в том случае, когда происходит выделение газообразных продуктов. Например:

Следовательно, практически доходят до конца следующие реакции: 1) образования труднорастворимых соединений, 2) образования малодиссоциированных соединений, 3) образования газообразных соединений.

Теперь на основе теории электролитической диссоциации paссмотрим некоторые вопросы образования солей.

Амфотерные гидроокиси растворяются и в кислотах и в щелочах. На примере гидроокиси алюминия этот процесс можно выразить следующим образом:

Таким образом, в зависимости от среды, трехвалентный алюминий может находиться в растворе в виде различных соединений АI(ОН)₃ — в нейтральной, — в кислой, (или ) — в щелочной. Следовательно, при действии на раствор, содержащим NaAI0₂ (щелочная среда), какой-либо сильной кислотой мы вначале получим осадок , который в избытке кислоты растворится с образованием другой соли алюминия (например, , если действовать соляной кислотой).

Кислые соли можно получить одним из следующих методов:

1. Неполная нейтрализация многоосновной кислоты. Например, при взаимодействии одной грамм-молекулы двухосновной кислоты и одной грамм-молекулы едкого натра образуется кислая соль:

2. Взаимодействие средней соли с кислотой. Например:

Можно сместить равновесие этой реакции в сторону образования кислой соли, увеличивая концентрацию одного из начальных продуктов. В данном случае это можно сделать, пропуская через раствор соды избыток двуокиси углерода.

Вспомните опыт, который наверняка проделывали в школьной лаборатории: если через пробирку, на дне которой находится нерастворимая в воде средняя соль СаСО₃, пропускать двуокись углерода, то образуется растворимая в воде кислая соль. При достаточном пропускании СО₂ осадок исчезает. При нагревании идёт обратная реакция. Кислая соль распадается на среднюю соль в кислоту:

Следовательно, кислая соль является промежуточным продуктом между кислотой и средней солью

Таким образом, механизм реакций между электролитами в водных растворах может быть раскрыт только с помощью теории электролитической диссоциации.

Окислительно-восстановительные реакции

Ранее мы рассмотрели сущность окислительно-восстановительных процессов на примере взаимодействия простых веществ.

Теперь рассмотрим реакции замещения, являющиеся, как правило, реакциями окисления — восстановления, с позиций теории электролитической диссоциации и окислительно-восстановительных процессов.

Напомним, что отличительным признаком окислительно-восстановительных реакций является изменение окислительного числа элементов.

Пример 1. Определите, какие из предложенных четырех реакций

(1)

(2)

(3)

(4)

Решение. При сравнении окислительных чисел элементов мы убеждаемо! что реакции (1) и (3) являются окислительно-восстановительными:

Zn + Cu2+ + Zn2+ + Си (1)

Zn + 2H+ = Zn2+ + H2 (3)

Цинк выступает в качестве восстановителя, а окислителями являются соответственно ионы меди и ионы водорода.

Нетрудно убедиться также в том, что реакции (2) и (4) к окислительно восстановительным не относятся.

Таким образом, электроны от атома одного элемента переходят к атомам другого, т. е. одновременно происходит процесс окислении восстановителя и восстановления окислителя, что можно отобразить с помощью электронной схемы:

или, например, для реакции

Рассматривая способность простых веществ выступать в качестве восстановителя или окислителя, мы обращали внимание на два обстоятельства, определяющие решение вопроса: 1) принципиальную возможность принимать или отдавать электроны (решается на основе изучения строения атома) и 2) наличие партнера в реакции, способного соответственно принимать или отдавать электроны.

Эти же обстоятельства должны быть приняты во внимание и при рассмотрении окислительно-восстановительных свойств со единений.

Возьмем в качестве примера соляную кислоту. В этом соединении является «потенциальным» окислителем, так как может только принимать электроны, а — «потенциальным» восстановителем ( с ), так как может только отдавать электроны. При обычных условиях это соединение устойчиво, т. е. указанные возможности не реализуются (речь идет о внутримолекулярной реакции , так как является слишком плохим окислителем для . Но можно подобрать вещества, которые окажутся достаточно энергичными партнерами для осуществления окислительно-восстановительных реакций с участием соляной кислоты:

Однако, как известно, не каждый металл может вытеснить водород из кислоты. Точно так же можно сказать, что не любой потенциальный окислитель может быть использован для получения хлора из соляной кислоты.

Каким образом, от относительной силы окислителя и восстановителя зависит возможность осуществления реакции окисления — восстановления. Эта относительная сила зависит от ряда факторов (например, окислительного числа). Так, марганцовокислый калий (К) является более сильным окислителем, чем . При использовании двуокиси марганца процесс получения хлора приводится вести с нагреванием.

На следующих примерах мы покажем, как влияет изменение силы восстановителя на течение реакции с одним и тем же окисли гелем:

(указаны окислительные числа окислителя и восстановителей).

В первом случае — реакция (1) — происходит реакция двойного обмена. Таким способом в лабораториях получают газообразный Хлористый водород. Но как видно из уравнений (2) и (3), таким же путём ни бромистого, ни йодистого водорода получить нельзя.

Обратите внимание на тот факт, что окислитель восстанавливается либо до SO₂ — реакция (2), либо до H₂S, реакция (3) что объясняется увеличением силы восстановителя в ряду. Аналогичная картина имеет место при изучении продуктов восстановления концентрированной серной и разбавленной азотной кислот в зависимости от положения металлов в ряду активности.

Другим фактором, влияющим на осуществление окислительно-восстановительных реакций, является концентрация окислителя и восстановителя. Известно, что при взаимодействии металлов с водой и растворами большинства кислот (кроме HNO₃) идет реакция, которую в общем виде можно представить следующим ионным уравнением:

где М — металл, а n — заряд его иона.

Так как концентрация ионов водорода в воде ничтожно малы, то водород из воды способны восстанавливать только самые активные металлы (щелочные, щелочноземельные и алюминий), только как водород из кислот восстанавливает гораздо большее число металлов.

По различию числа соединений и числа элементов, у которых происходит изменение степени окисления, реакции окисления-восстановления можно разделить на несколько типов.

Обычно окислителем и восстановителем являются разные вещества. Подобные примеры были рассмотрены ранее. Обрати внимание, что к этому общему случаю относятся и такие реакции в которых в качестве окислителя и восстановителя выступают paзные соединения одного элемента. Например:

Если окислителем и восстановителем являются разные элементы находящиеся в одном соединении, то такие реакции называются внутримолекулярным окислением —восстановлением. Например:

Часто эти реакции идут только при определенных условия» при нагревании и в присутствии катализатора.

В реакциях самоокисления — самовосстановления элемент с определенным окислительным числом выступает и как окислитель я как восстановитель. Это мы уже наблюдали, рассматривая взаимодействие особых окислов (NO₂) в воде. Аналогичный процесс идет при «растворении» хлора в воде:

Окислительно-восстановительные реакции играют большую роль во многих технологических процессах. Поэтому к рассмотрению ряда конкретных примеров мы обратимся при описании свойств, элементов по группам периодической системы.

Видео:Ионные уравнения реакций. Как составлять полные и сокращенные уравненияСкачать

Электролитическая диссоциация и её определение

В 8 классе вы знакомились с процессами растворения веществ в воде, физическими и химическими особенностями растворения. Теперь вы узнаете о механизме растворения веществ в воде, свойствами растворов, а также о химических реакциях, протекающих в растворах.

Сущность теории электролитической диссоциации

Вы уже знаете о существовании веществ — металлов. Их отличительной чертой является способность проводить электрический ток, благодаря движению электронов. Вы, конечно, понимаете, что в технике электроэнергия передается по металлическим проводам (обычно изготовленным из меди или алюминия, а также из других металлов). В то же время электрический ток могут переносить не только электроны, но и любые другие заряженные частицы, в том числе ионы. Например, растворами, проводящими электрический ток, являются растворы кислот, щелочей и солей.

В том, что одни растворы проводят ток, а другие не проводят, можно легко убедиться, проведя несложный эксперимент. В химический стакан наливают раствор поваренной соли, в него ставят пластинку из эбонита с вмонтированными в нее двумя электродами, к клеммам которых присоединены электрические провода. Один из них соединен с лампочкой. Выходной контакт от лампочки и провод от другой клеммы идут к источнику тока.

Раствор проводит электрический ток, поэтому лампочка загорается (рис. 1).

Если опустить электроды в стакан с сухой поваренной солью, то лампочка не будет гореть. Тот же результат получится, если электроды опустить в дистиллированную воду. Добавим в стакан дистиллированную воду, которая сама почти не проводит ток, а раствор соли проводит ток. Если сухой гидроксид натрия поместим в фарфоровую чашку и расплавим в пламени горелки, то и такой расплав будет проводить ток. Проведя подобный эксперимент с растворами кислот, щелочей, солей, можно убедиться, что эти растворы также проводят ток. Такие вещества называют электролитами.

Вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

Но не все растворы проводят ток. Если мы проведем эксперимент с растворами глюкозы, сахарозы и других органических и некоторых

неорганических веществ, то эти растворы ток не проводят (рис. 2). Такие вещества называют не электролитами.

Вещества растворы и расплавы которых не проводят электрический ток называются не электролитами.

Сказанное можно представить в виде схемы (схема 1). Собственно, в теориях, объясняющих тот странный факт, что растворы одних веществ обладают способностью проводить электрический ток, а растворы других веществ этой способностью не обладают, недостатка не было. В XIX в. изучением проводящих растворов занялся Сванте Аррениус. Именно он в 1887 г. разработал основные положения теории электролитической диссоциации. Причиной электропроводности электролитов является наличие в растворах ионов, которые образуются при растворении электролита в воде или расплавлении.

Процесс распада электролита на ионы называется электролитической диссоциацией (от лат. dissociatio — «разъединение»).

Сущность теории электролиты ческой диссоциации состоит в том, что молекулы электролитов о водных растворах под влиянием молекул воды или расплавлении распадаются на заряженные частицы — ионы (от греч. — «идущий»). Появление ионов в водных растворах солей, кислот, щелочей связано с диссоциацией этих веществ на ионы:

Молекулы не электролитов (сахар, газы, бензин и др. ) при растворении в воде не распадаются на ионы, поэтому они и не проводят электрический ток.

Вещества по способности проводить электрический ток в растворах и расплавах разделены на электролиты и не электролиты Электролиты в растворах и расплавах проводят ток. К ним относят растворы щелочей, солей и кислот. Не электролиты в растворах не проводят ток. К ним относят растворы органических веществ, газы, мало растворимые соли и кислоты. Процесс распада электролита на ион называется электрической диссоциацией.

Механизм электролитической диссоциации

Вы уже знаете, что причиной электропроводности растворов электролитов является наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролитов в воде.

Механизм электролитической диссоциации был обнародован русскими химиками И .А. Каблуковым и В. А. Кистяковским, которые применили химическую теорию Д.И.Менделеева и доказали, что в растворе находятся не свободные ионы, а гидратированные, т. е. окруженные молекулами воды.

Почему диссоциация электролитов происходит в воде и не происходит, например, в керосине? Чтобы ответить на этот вопрос, нужно рассмотреть строение молекулы воды. Вода имеет ковалентную сильнополярную связь. Ее молекулы представляют собой диполи (имеют два полюса). Угол между связями в молекуле воды равен (рис. 3, 4).

Легче всего в воде диссоциируют вещества с ионной связью и соответственно с ионной кристаллической решеткой, так как они практически уже состоят из готовых ионов (например, хлорид натрия).

При соприкосновении кристаллического хлористого натрия с водой происходит атака молекул соли молекулами воды. При этом положительные концы молекул воды прилипают к ионам а отрицательные — к ионам При таком взаимодействии, как и при любом другом, между противоположными зарядами выделяется энергия — она-то и идет на разрыв связи между катионом и анионом. Процесс взаимодействия ионов с молекулами воды назвали гидратацией, если другой растворитель — сольватацией. Именно благодаря гидратации, ионы в растворах окружены довольно плотной и прочной оболочкой молекул воды (рис. 5).

Очевидно, что последовательность процессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (растворимых солей и щелочей), будет такой:

1. Ориентация молекул воды около ионов кристалла.

2. Гидратация ионов электролита молекулами воды.

3. Диссоциация (распад) электролита на ионы.

Упрощенно происходящие процессы можно отразить с помощью следующего уравнения:

По аналогии диссоциируют и электролиты, в молекулах которых имеется ковалентная сильнополярная связь (например, молекула хлороводорода

рис. 6,7). В этом случае под влиянием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ионную. Последовательность процессов, происходящих при этом, будет такой:

1. Ориентация молекул воды вокруг полюсов молекул электролита.

2. Гидратация молекул электролита с молекулами воды.

3. Ионизация молекул электролита (превращение ковалентной связи в ионную).

4. Диссоциация молекул электролита на гидратированные ионы.

Процесс диссоциации кислот в воде сопровождается также химическим взаимодействием молекул воды и молекул кислот, которые описывают следующей схемой реакции:

Частица носит название ион оксония, но все же для удобства вместо этого иона пишут ионы а уравнение диссоциации соляной кислоты будет таким:

Таким образом, диссоциация электролитов на ионы изображается химическими уравнениями, называемыми уравнениями диссоциации. В общем виде этот процесс можно изобразить так:

где КА — молекула электролита; — катион; — анион.

Диссоциация — процесс обратимый (т. е. происходит в двух противоположных направлениях, обозначается ), и наряду с распадом электролита на ионы происходит обратный процесс — ассоциация, т. е. хаотичное соединение противоположно заряженных ионов обратно в молекулы электролитов.

Электролитическая диссоциация — процесс обратимый. Наряду с распадом электролита на ионы происходит обратный процесс — ассоциация. Вещества с ионной и сильно полярной ковалентной связями при растворении в воле легко диссоциируют.

Видео:Электролитическая диссоциацияСкачать

Электролитическая диссоциация кислот и оснований и солей

По характеру образующихся ионов различают три типа электролитов: кислоты, основания, соли.

Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Например, для серной кислоты число ступеней диссоциации равно двум, так как число атомов водорода в ней два.

1-я ступень — образование гидросульфат-ионов:

2-я ступень — образование сульфат-ионов:

Суммарное уравнение диссоциации серной кислоты выглядит так:

Следует учесть, что диссоциация таких кислот по каждой следующей ступени ослабевает.

Все кислоты объединяет то, что они при диссоциации обязательно образуют катионы водорода, поэтому справедливо предположить, что общие свойства кислот — кислый вкус, изменение цвета индикатора и др. — обусловлены именно катионами водорода.

Основания — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы гидроксогрупп (гидроксид-ионы).

Много кислотные основания диссоциируют ступенчато. Например, для гидроксида кальция число ступеней диссоциации равно двум, так как число гидроксогрупп в нем две.

1-я ступень — образование гидроксо-ионов кальция:

2-я ступень — образование ионов кальция:

Суммарное уравнение диссоциации:

Так же как и в случае многоосновных кислот, диссоциация таких оснований по каждой следующей ступени ослабевает.

Все общие свойства оснований — мылкость на ощупь, изменение окраски индикатора — обусловлены гидроксид-ионами.

Соли — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла (ионы аммония и анионы кислотных остатков:

Свойства солей определяются как катионами, так и анионами. Так, например, соли серной кислоты имеют общие свойства за счет ионов а различающиеся свойства — за счет разных катионов. Имеет значение тип соли, подвергающийся диссоциации. Если растворимая соль является средней (например, то такая соль диссоциирует без ступеней, сразу на катионы и анионы. Но если растворимая соль является кислой, то диссоциация будет ступенчатой, например, для гидросульфата натрия:

1-я ступень — образование ионов натрия и гидросульфат-ионов:

2-я ступень — образование сульфат-ионов:

Суммарное уравнение диссоциации гидросульфата натрия выглядит так:

Характерные химические свойства электролитов показаны в таблице 1.

По характеру образующихся ионов различают три типа электролитов: кислоты, основания» соли. Кислоты, основания и соли диссоциируют на катионы и анионы. Кислотность определяется присутствием ионов водорода. Основность <щелочность определяется присутствием ионов гидроксогрупп. Свойства солей определяются присутствием конкретных ионов.

Видео:72. Электролитическая диссоциацияСкачать

Степень электролитической диссоциации

Если провести эксперимент по электропроводности в растворе соляной и уксусной кислоты, то мы обнаружим, что лампочка будет гореть ярко в первом случае, а во втором — едва гореть (рис. 9). Почему это происходит? Объяснив, как происходит процесс диссоциации, можно заметить, что этот процесс является обратимым. Наряду с распадом электролитов происходит и обратный процесс соединения ионов в молекулы электролитов. В растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и молекулы, поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации, которую обозначают греческой буквой («альфа»).

Степень диссоциации — это отношение числа частиц, распавшихся на ионы к общему числу растворенных частиц

Степень диссоциации электролита определяют опытным путем и выражают в долях или процентах. Если то диссоциация отсутствует, если или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Электролиты имеют разное значение степени диссоциации, так как она зависит от природы электролита (как и в нашем эксперименте с кислотами). Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается. Так, если в раствор уксусной кислоты добавить воду, лампочка загорится сильнее, так как увеличится степень диссоциации раствора.

Понятно, что электропроводность связана с диссоциацией: чем выше степень диссоциации, тем больше ионов в растворе и тем, следовательно, выше электропроводность раствора.

По степени диссоциации электролиты разделяют на сильные средние и слабые Это легко определить по горению электрической лампочки в растворах сильных, слабых электролитов и не электролитов (рис. 9).

Сильные электролиты

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы (рис. 9, а). У таких электролитов значение степени диссоциации стремится к единице в разбавленных растворах.

К сильным электролитам относятся:

1) сильные кислоты, например,

2) все щелочи, например,

3) растворимые соли, например,

Слабые электролиты

Слабые электролиты при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы (рис. 9, б). У таких электролитов значение степени диссоциации стремится к нулю.

К слабым электролитам относятся:

1) слабые кислоты, например,

2) слабые основания, например, (водный раствор аммиака);

3) вода, малорастворимые соли, например,

Деление электролитов на сильные и слабые имеет практическое значение, например, в источниках электрической энергии, в аккумуляторах.

Понятно, что для приготовления аккумуляторной жидкости берут растворы серной кислоты или гидроксида лития, так как это сильные электролиты. Для определения видов электролитов следует опираться на таблицу растворимости кислот, оснований, солей, помещенную в приложении к учебнику.

Растворы электролитов характеризуются, степенью диссоциации. Степень диссоциации электролита показывает количество распадающихся молекул к общему числу растворенных молекул. Электролиты в соответствии с этим делят на сильные и слабые. Степень диссоциации зависит от концентрации раствора и природы электролита.

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Основные положения теории электролитической диссоциации

Обобщим сведения об электролитической диссоциации в виде основных положений общепризнанной теории электролитической диссоциации.

1. Электролиты — это вещества, которые при растворении в воде или в расплавленном состоянии диссоциируют (распадаются) на ионы.

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

Ионы бывают простые и сложные

Существуют бесцветные ионы и окрашенные Так и растворы электролитов бывают бесцветными и окрашенными (рис. 10).

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

Рассмотрим это положение на примере ионов натрия и хлора (табл. 2).

3. В растворе и расплаве электролита ионы движутся хаотически. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы (катионы) движутся к катоду, а отрицательно заряженные анионы — к аноду (рис. 11).

4. Не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионы. Электролиты делятся на сильные и слабые. Степень диссоциации

зависит от природы электролита и его концентрации.

5. Электролитическая диссоциация — процесс обратимый.

В уравнениях диссоциации электролитов обязательно следует вместо знака равенства ставить знак обратимости

6. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.
Ионы отличаются от атомов как по строению, так п по свойствам. Электролиты диссопиируют на катионы и анионы. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации. Электролиты делятся на сильные и слабые.

Реакции ионного обмена

Большинство химических реакций происходит в растворах, следовательно, в них, участвуют электролиты, которые, в свою очередь, могут диссоциировать на ионы. Значит , реакции в растворах происходят между ионами.

Особенно важными являются реакции ионного обмена. Как же могут протекать такие ре акции?

Проведем следующие эксперименты:

Опыт 1. В пробирку с раствором хлорида калия прибавим раствор сульфата натрия. В этом опыте видимых изменений нет.

Опыт 2. В пробирку с раствором сульфата натрия прибавим раствор хлорида бария. Выпадает белый осадок.

Опыт 3. К раствору сульфида натрия прибавим соляную кислоту. Выделяется газ с запахом тухлых яиц.

Опыт 4. В раствор гидроксида калия прибавим каплю фенолфталеина, а затем раствор соляной кислоты. Окраска индикатора из малиновой превратилась в бесцветную. Кроме этого, выделилась теплота (рис. 12). Дадим объяснение проделанным опытам.

В опыте 1 никаких видимых изменений не произошло. Почему? Напишем уравнение реакции обмена:

Данное равнение называется молекулярным уравнением.

Оба реагента являются сильными электролитами, следовательно, диссоциируют на ионы:

Это уравнение называют полным ионным уравнением.

Если в этом уравнении провести сокращение подобных ионов, то мы увидим, что сокращаются абсолютно все частицы.

Такая реакция является обратимой реакцией обмена, или говорят, что она идет не до конца. Оказалось, что такие реакции практически лишены смысла, их не проводят, так как управлять ими затруднительно. И впредь такие уравнения реакций мы будем показывать так:

В опыте 2 выпадает белый осадок (рис. 13, а). Почему? Напишем уравнение реакции обмена:

Слева оба вещества растворимы и сильные электролиты, следовательно, диссоциируют на ионы. Справа сильным электролитом является только хлорид натрия, а сульфат бария — нерастворим, поэтому он не диссоциирует на ионы.

Проведем сокращение подобных ионов слева и справа:

Получаем сокращенное (краткое) ионное уравнение реакции:

Выпавший белый осадок — это значит, данная реакция ионного обмена идет необратимо, т. е. до конца, так как выпадает осадок.

В опыте 3 выделяется газ с запахом тухлых яиц — это сероводород. Как происходит эта реакция обмена?

Напишем молекулярное уравнение:

Слева оба вещества — сильные электролиты, следовательно, способны распадаться на ионы. Справа таким веществом является только хлорид натрия, а газ сероводород — не электролит. Напишем полное ионное уравнение реакции обмена и сократим формулы подобных ионов:

Получаем следующее сокращенное уравнение:

Значит, данная реакция ионного обмена идет необратимо, т.е. до конца, так как выделяется газ (рис. 13, б).

В опыте 4 произошло изменение окраски индикатора и выделилась теплота. Напшпем молекулярное уравнение реакции:

Слева и справа все вещества, кроме воды, сильные электролиты, поэтому диссоциируют на ионы. Вода — малодиссоциирлтощий электролит (степень ее диссоциации ничтожно мала — 1 молекула из 55 млн.), ее распад не учитываем. Получаем следующие полное и сокращенное ионные уравнения:

Значит, данная реакция ионного обмена идет необратимо до конца, так как образуется малодиссоциирующее вещество — вода, (рис. 13, е).

Реакция взаимодействия кислот и щелочей называется реакцией нейтрализации кислоты).

Выходит, что кислот и щелочей существует много, а реакция нейтрализации — одна.
Если мы проведем похожий опыт между гидроксидом натрия и серной кислотой, то сокращенное ионное уравнение получится таким же, как и в случае с гидроксидом калия и соляной кислотой:

Если мы проведем похожий опыт между гидроксидом натрия и серной кислотой, то сокращенное ионное уравнение получится таким же, как и в случае с гидроксидом калия и соляной кислотой:

Н+ + ОН- = Н.,0 + 7 (табл. 11).

Гидролиз солей играет очень важную роль в нашей жизни. Благодаря ему мыло смывает грязь, с этой целью мы применяем в быту и соду (схема 3 ).

Реакции обмена между солями и водой относятся к реакции гидролиза. Гидролизу подвергаются лишь соли, растворимые в воде: с каждым ионом металла или ионом кислотного остатка реагирует одна молекула воды; результатом гидролиза является образование более слабого электролита, чем исходные вещества. Реакции гидролиза обратимы.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.

Видео:Механизм электролитической диссоциации. 9 класс.Скачать

Электролитическая диссоциация

Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.

Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.

В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:

KA ⇄ K + (катион) + A — (анион)

Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.

У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы и H другой молекулы.

Ступени диссоциации

Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H₂SO₄, H₃PO₄.

Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:

Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.

Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:

Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:

Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.

Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.

Электролиты и неэлектролиты

Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты — жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. Связи в их молекулах обычно ионные или ковалентные сильнополярные.

К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).

Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.

Неэлектролиты — вещества недиссоциирующие в растворах на ионы. В молекулах эти веществ связи ковалентные неполярные или слабополярные.

К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.

Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят электрический ток.

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:

Полные ионные уравнения записываются путем разложения молекул на ионы. Запомните, что нельзя раскладывать на ионы:

• Слабые электролиты (в их числе вода)
• Осадки
• Газы

Сокращенное ионное уравнение записывается путем сокращения одинаковых ионов из левой и правой части. Просто, как в математике — остается только то, что сократить нельзя.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Блиц-опрос по теме Электролитическая диссоциация

📺 Видео

Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать

Диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Проводник второго рода. Химия – ПростоСкачать

Запись уравнения диссоциации на примере сульфата натрия (компьютерная графика)Скачать

Успеть за 300 секунд, #7: Электролиты и неэлектролитыСкачать

Электролитическая диссоциация | Химия 8 класс #40 | ИнфоурокСкачать