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:ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ХИМИЯ 8 класс // Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать
Вращающиеся стулья «HighWay»: программируемая основа (стр. 7 )
 | Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах: 1 2 3 4 5 6 7 8 9 |
1. Все вещества, способные к образованию растворов, делят на две категории, называемые. в зависимости оттого, проводят или не проводят их растворы (расплавы) электрический ток.
[1] металлами и неметаллами;
[2] окислителями и восстановителями;
[3] электролитами и неэлектролитами;
[4] проводниками и изоляторами.
2. Электролиты — это вещества, которые.
[1] проводят электрический ток;
[2] растворимы в воде;
[3] не растворимы в органических растворителях;
[4] диссоциируют в растворе или расплаве на ионы.
[1] атомы, характеризующихся одним и тем же зарядом ядра;
[2] одноатомные или многоатомные частицы, несущие электрический заряд;
[3] условные заряды атомов в молекуле, вычисленные в предположении, что все связи в молекуле — ковалентные;
[4] вещества, используемые для изготовления электрических проводов.
4. Положительные ионы называют.
5. Отрицательные ионы называют.
6. Самопроизвольный распад молекул растворенного (иногда — расплавленного) вещества на катионы и анионы называется.
[2] ионной проводимостью;
[3] гомогенным катализом;
[4] электролитической диссоциацией.
7. Процесс электролитической диссоциации является.
8. Мерой электролитической диссоциации электролита принято считать.
[1] степень диссоциации;
[2] молярную концентрацию раствора;
[4] константу гидролиза.
9. Степень диссоциации — это.
[1] отношение количества растворенного вещества к общему количеству веществ в растворе;
[2] отрицательный логарифм концентрации катионов в растворе;
[3] отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества;
[4] число гидратированных молекул электролита,
10. Численное значение степени диссоциации электролита в растворе при данной температуре зависит от.
[1] атмосферного давления;
[2] наличия катализатора;
[3] концентрации раствора;
[4] агрегатного состояния электролита.
348. В зависимости от численного значения степени диссоциации а разбавленных растворов электролиты подразделяют на: а) сильные, б) слабые:
[1] а)α = 60%; б) α = 40%;
[2] а) α 
80%; б) α 
20%;
[3] а) α 30%; б) α 3%;
[4] а) α 0,6; б) α 0,03.
349. Поскольку диссоциация электролита КА на катион К+ и анион А — является обратимым равновесным процессом КА ↔ К+ + А-, то к нему применим закон действующих масс, в соответствии с которым определяется константа равновесия, называемая в таких случаях константой диссоциации Кд. Константа диссоциации определяется по формуле:
350. Закон разбавления Оствальда и описывается формулой:
351. Какое уравнение описывает диссоциацию глюкозы в водном растворе?
[1] С6Н12O6 ↔ 6С° + 6Н+ + 6O-;
[2] глюкоза не диссоциирует на ионы в водном растворе;
[3] С6Н12Об ↔ 6С-1 + 12Н+ + 6O-1;
[4] С6Н12Об ↔ C6H12O6.
352. Диссоциация воды описывается уравнением:
[4] вода не является электролитом и поэтому не диссоциирует.
353. Вода — очень слабый электролит, поэтому ее молярная концентрация [Н2О] остается практически постоянной при ее диссоциации, а следовательно, остается постоянной и величина Kw = [Н+][ОН—], которую называют.
[2] произведением растворимости воды;
[3] ионным произведением воды;
[4] произведением искусства дистилляции.
354. Ионное произведение воды зависит только от температуры, численное значение этой величины при 25 °С составляет.
[1] Kw = 6,02 × 10-23 моль2/л2;
[2] Кw = 8,31 × 10-3 моль2/л2;
[3] Кw = 6,62 × 10-34 моль2/л2;
[4] Kw = 1,0 ×10-14 моль2/л2.
355. Кислотность (основность) растворов принято выражать через водородный показатель (рН), рассчитываемый по формуле:
57. Масса осадка, образующегося при смешивании 100 мл 0,1 М раствора FeCl3 и 150 мл 0.2М раствора NaOH, равна гр.
58. Массовая доля фосфата калия в растворе, полученном при растворении 0,5 моль соли в 124 г воды равна %
59. В 400 мл 0,2М раствора нитрата натрия содержится ___ грамма(ов) соли.
60. Уравнение реакции, которая в водном растворе протекает практически до конца, имеет вид…
1) BaSO4 + 2HCl = BaCl2 + H2SO4
2) K2SO4 + 2HCl = H2SO4 + 2KCl
3) FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl
4) CaCl2 + 2NaNO3 = Ca(NO3)2 + 2NaCl
56. При разбавлении 0,2 М раствора соляной кислоты в два раза, рН будет иметь значение, равное…
19. Процесс электролитической диссоциации нитрата бария описывается уравнением:
[1] Ba(NO3)2 ↔ Ba4+ + 2NO32-
[2] Ba(NO3)2 ↔ Ba2+ + 2N5+ + 6O2-;
[3] Ba(NO3)2 ↔ Ba3+ + N2O4- + 2O-;
[4] Ba(NO3)2 ↔ Ba2+ + 2NO3-.
26. Чему равна концентрация ионов Н+ в растворе КОН с концентрацией 0,01 моль/л при условии, что гидроксид калия продиссоциировал нацело?
[4] поскольку раствор щелочной, в нем не могут присутствовать ионы Н+ (т. е. [Н+] = 0).
27. Рассчитайте рН: а) соляной кислоты с концентрацией 0.1 моль/л; б) водного раствора гидроксида калия с концентрацией 1,0 моль/л, считая, что указанные вещества диссоциируют полностью.
28. Рассчитайте концентрацию ионов водорода в растворе аммиака с концентрацией 1,5 моль/л. Константа диссоциации гидроксида аммония равна 1,7×10-5.
[2] [Н+] = 2 × 10-2 моль/л;
[3] [Н+] = 2 × 10-12 моль/л;
[4] [Н+] = 4 × 10-1 моль/л.
414. Раствор, в котором значение рН практически не изменяется при добавлении небольших количеств кислоты или основания, называется…
29. Диссоциацию малорастворимых веществ (типа AgCl или BaSO4 характеризуют с помощью специальной константы, называемой.
[1] константой Больцмана;
[2] произведением растворимости;
[3] степенью ионизации;
[4] ионным произведением.
30. Смешали по 250 мл растворов фторида натрия с концентрацией 0,2 моль/л и нитрата лития с концентрацией 0,3 моль/л. Определите массу образовавшегося осадка. Произведение растворимости фторида лития равно 1,5×10-3.
[2] осадок LiF не образуется;
31. Если в растворе присутствует несколько электролитов, то между ними могут протекать реакции, которые «идут практически до конца» в сторону образования осадков или (и) газов, или (и) слабых электролитов. Для описания таких реакций используют ионные уравнения, которые в отличие от молекулярных.
[1] не содержат стехиометрических коэффициентов;
[2] описывают химическую реакцию, протекающую только в водных растворах;
[3] относятся не к одной какой-либо реакции между конкретными веществами, а к целой группе аналогичных реакций;
[4] применимы только к реакциям обмена.
32. Для уравнения реакции CuSO4 + КОН = . сокращенное ионное уравнение имеет вид:
[1] 2K+ + SO42- = K2SO4;
[2] Cu2+ + SO42- + 2K+ + 2OH — = Cu(OH)2¯ + K2SO4;
[3] CuSO4 + 2OH — = Cu(OH)2¯ + SO42-;
[4] Cu2+ + 2OH — = Cu(OH)2¯.
33. Взаимодействие карбоната бария с соляной кислотой можно представить сокращенным ионным уравнением:
[1] Ва2+ + 2С1- = ВаС12;
[2] Ва2+ + СО32- + 2Н+ + 2С1- = Ва2+ + СО32- + 2НС1¯;
[3] ВаСО3 + 2Н+ = Ba2+ + CO2 + H2O;
[4] 2Н+ +CO32- = H2CO3
34. Сокращенному ионному уравнению Cu2+ + S2- = CuS¯ соответствует следующее молекулярное уравнение:
[1] CuCO3 + H2S = CuS¯ + СО2↑ + Н2О;
[2] CuBr2 + K2S = CuS¯ + 2KBr;
[3] Сu(ОН)2 + Na2S = CuS¯ + 2NaOH;
[4J Cu3(PO4)2 + 3(NH4)2S = 3CuS¯ + 2(NH4)3PO4.
35. С каким веществом вступит в реакцию обмена в водном растворе бромид бария?
38. С точки зрения теории диссоциации, кислотой называют соединение.
[1] образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН — ;
[2] подвергающееся гидролизу в водном растворе;
[3] образующее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода Н+;
[4] способное проводить электрический ток.
39. Основанием называется соединение.
Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать
Теория электролитической диссоциации.
Теорию электролитической диссоциации предложил шведский ученый С. Аррениус в 1887 году.
Электролитическая диссоциация – это распад молекул электролита с образованием в растворе положительно заряженных (катионов) и отрицательно заряженных (анионов) ионов.
Например, уксусная кислота диссоциирует так в водном растворе:
Диссоциация относиться к обратимым процессам. Но различные электролиты диссоциируют по-разному. Степень зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, внешних условий (температуры, давления).
Степень диссоциации α – отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул:
Степень может варьироваться от 0 до 1 (от отсутствия диссоциации до ее полного завершения). Обозначается в процентах. Определяется экспериментальным путем. При диссоциации электролита происходит увеличение числа частиц в растворе. Степень диссоциации показывает силу электролита.
Различают сильные и слабые электролиты.
Сильные электролиты – это те электролиты, степень диссоциации которой превышает 30%.
Электролиты средней силы – это те, степень диссоциации которой делит в пределах от 3% до 30%.
Слабые электролиты – степень диссоциации в водном 0,1 М растворе меньше 3%.
Примеры слабых и сильных электролитов.
Сильные электролиты
Слабые электролиты
Практически все соли и кислоты: HBr, KOH, NaOH, Ca(OH)2, HNO3, HClO4.
Сильные электролиты в разбавленных растворах нацело распадаются на ионы, т.е. α = 1. Но эксперименты показывают, что диссоциация не может быть равна 1, она имеет приближенное значение, но не равна 1. Это не истинная диссоциация, а кажущаяся.
Например, пусть у некоторого соединения α = 0,7. Т.е. по теории Аррениуса в растворе «плавает» 30% непродиссоцииовавших молекул. А 70% образовали свободные ионы. А электролстатическая теория дает другое определение этому понятию: если α = 0,7, то все молекулы диссоциированы на ионы, но ионы свободны лишь на 70%, а оставшиеся 30% — связаны электростатическими взаимодействиями.
Видео:Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей. 9 класс.Скачать
Кажущаяся степень диссоциации.
Степень диссоциации зависит не только от природы растворителя и растворяемого вещества, но и от концентрации раствора и температуры.
Уравнение диссоциации можно представить в следующем виде:
И степень диссоциации можно выразить так:
С увеличением концентрации раствора степень диссоциации электролита падает. Т.е. значения степени для конкретного электролита не является величиной постоянной.
Так как диссоциация – процесс обратимый, то уравнения скоростей реакции можно записать следующим образом:
Если диссоциация равновесна, то скорости равны и в результате получаем константу равновесия (константу диссоциации):
К зависит от природы растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации растворов. Из уравнения видно, что чем больше недиссоциированных молекул, тем меньше величина константы диссоциации электролита.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, и каждая ступень имеет свое значение константы диссоциации.
Если диссоциирует многоосновная кислота, то легче всего отщепляется первый протон, а при возрастании заряда аниона, притяжение возрастает, и поэтому протон отщепляется намного труднее. Например,
Константы диссоциации ортофосфорной кислоты на каждой ступени должны сильно различаться:
На первой ступени ортофосфорная кислота – кислота средней силы, а 2ой – слабая, на 3ей – очень слабая.
Примеры констант равновесия для некоторых растворов электролитов.
Если в раствор, в котором содержатся ионы серебра внести металлическую медь, то в момент равновесия, концентрация ионов меди должна быть больше, чем концентрация серебра.
Но у константы низкое значение:
Что говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось очень мало хлорида серебра.
Концентрация металлической меди и серебра введены в константу равновесия.
Видео:Задание 13: Все про электролитическую диссоциацию на ОГЭСкачать
Ионное произведение воды .
В приведенной таблице есть данные:
Эту константу называют ионным произведением воды, которое зависит только от температуры. Согласно диссоциации на 1 ион Н + приходится один гидроксид-ион. В чистой воде концентрация этих ионов одинакова: [H + ] = [OH — ].
Отсюда, [H + ] = [OH — ] = 
= 10-7 моль/л.
Если добавить в воду постороннее вещество, например, хлороводородную кислоту, то концентрация ионов водорода возрастет, но ионное произведение воды от концентрации не зависит.
А если добавить щелочь, то повысится концентрация [OH — ] ионов, а количество водорода понизится.
Концентрация [H + ] и [OH — ] взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая.
Видео:ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ кислот оснований и солей | Как писать УРАВНЕНИЯ ДИССОЦИАЦИЙСкачать
Кислотность раствора ( рН ).
Кислотность растворов обычно выражается концентрацией ионов Н + . В кислых средах рН -7 моль/л, в нейтральных — рН = 10 -7 моль/л, в щелочных – рН > 10 -7 моль/л.
Кислотность раствора выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя ее рН.
Видео:Основные положения теории электролитической диссоциации. Свойства ионов. 9 класс.Скачать
Взаимосвязь между константой и степенью диссоциации.
Рассмотрим пример диссоциации уксусной кислоты:
Молярная концентрация С=1/V, подставим в уравнение и получим:
Эти уравнения являются законом разведения В. Оствальда, согласно которому константа диссоциации электролита не зависит от разведения растовра.
💥 Видео
Диссоциация электролитов в водных растворах. Видеоурок 39. Химия 9 классСкачать
Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. 9 класс.Скачать
Электролиз. 10 класс.Скачать
Механизм электролитической диссоциации. 9 класс.Скачать
9 класс. Электролитическая диссоциация. Образование ионов.Скачать
Электролитическая диссоциация | Химия 8 класс #40 | ИнфоурокСкачать
РТ по химии 2 этап | 2023-2024 | Полный разборСкачать
Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Химия ЕГЭСкачать
Химия | Тепловой эффект химической реакции (энтальпия)Скачать
Расчет рН растворов сильных и слабых кислот. Химия для поступающих.Скачать
Электролитическая диссоциация | Химия ЕГЭ, ЦТСкачать
Химия 9 класс (Урок№5 - Сущность процесса электролитической диссоциации.)Скачать
Диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Проводник второго рода. Химия – ПростоСкачать
Электролитическая диссоциация / Электролиты / НеэлектролитыСкачать
