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.
- Растворы; электролитическая диссоциация; гидролиз солей
- Растворы; электролитическая диссоциация; гидролиз солей
- Учебные вопросы:
- 9.1. Растворы и их классификация
- 9.2. Физическая и химическая теория растворов; тепловые явления при растворении
- 9.3. Растворимость и ее зависимость от природы веществ
- Теория электролитической диссоциации
- 📹 Видео
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
Растворы; электролитическая диссоциация; гидролиз солей
Электронное учебное пособие
Видео:Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей. 9 класс.Скачать
Растворы; электролитическая диссоциация; гидролиз солей
Рис. 1.
Молекула воды полярна и
представляет собой диполь
Механизм электролитической диссоциации NaCl при растворении поваренной соли в воде 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. (Далее веду объяснение по рисунку (рис. 2, см. с. 36) учебника: Фельдман Ф.Г., Рудзитис Г.Е. Химия-9. М.: Просвещение, 1999, с. 4.) А как реагируют с молекулами воды полярные молекулы электролита? Рассмотрим это на примере соляной кислоты (рис. 3,
см. с. 36).
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 –
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.
Диссоциация молекул HCl
на ионы в водном растворе
Наличие ионов в растворах кислот, щелочей и солей можно доказать реакциями обмена. Проведем следующие опыты:
взаимодействие сульфата меди(II) c:
а) нитратом бария;
б) хлоридом бария;
в) гидроксидом натрия;
г) гидроксидом кальция;
взаимодействие нитрата серебра с:
д) соляной кислотой;
е) хлоридом натрия.
Запишем уравнения химических реакций:
а) СuSO4 + Ba(NO3)2 = Cu(NO3)2 + BaSO4
;
б) СuSO4 + BaСl2 = CuCl2 + BaSO4;
в) СuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cu(OH)2;
г) СuSO4 + Сa(OH)2 = CaSO4 + Cu(OH)2;
д) AgNO3 + HCl = HNO3 + AgCl;
е) AgNO3 + NaCl = NaNO3 + AgCl.
На основании этих реакций можно сделать следующие выводы:
1) ионы металлов, гидроксильные группы и кислотные остатки реагируют в водных растворах как самостоятельно существующие частицы;
2) гидроксильные группы, кислотные остатки, атомы водорода кислот и атомы металлов солей являются теми электрически заряженными частицами, которые находятся в растворах кислот, щелочей и солей.
Запишем определение понятия: «Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении».
Поскольку число молекул воды, которое присоединяют ионы, неизвестно, то процесс диссоциации кислоты, щелочей и солей упрощенно изображают так:
Многоосновные кислоты и кислые соли диссоциируют ступенчато. Чтобы показать неполную диссоциацию молекул и ионов, не относящихся к сильным электролитам, используют знак обратимости «
». Например, для H2SO4 и ее кислой соли NaHSO4:
H2SO4 = H + + 
,
H + + 
;
NaHSO4 = Na + + ,
H + + .
Cледует не допускать ошибок при написании уравнений диссоциации нерастворимых и малорастворимых веществ, которые практически не диссоциируют на ионы или диссоциируют в малой степени:
CaCO3 
нет диссоциации,
СaSO4 Ca 2+ + .
Основные термины, рассматриваемые в теории электролитической диссоциации, – это «электролиты» и «ионы».
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. Для примера сравним свойства атомарного и молекулярного хлора со свойствами иона. Рассмотрим их отношение к металлам, водороду, ионам серебра. Свойства металлического натрия сравним со свойствами ионов натрия. (Ученики приводят примеры и рассказывают о свойствах атомов Cl, молекулы Cl2 и ионов Сl – , а также о свойствах металлического Na и ионов Na + в составе солей.)
Рис. 4.
Прибор для проверки
электропроводности растворов
Общий и характерный признак ионов – наличие электрических зарядов. Ток проводят только те растворы, в которых содержатся ионы. Сравним электропроводность растворов кислот, щелочей, солей, сахара, спирта при помощи прибора для изучения электропроводности растворов (рис. 4). Мы видим, что диссоциация происходит не во всяком растворе. На основании ионной теории сформулируем новые определения кислот, оснований и солей как сложных веществ, образующих при диссоциации в воде особые ионы. При диссоциации кислот в качестве катионов отщепляются только ионы H + . При диссоциации оснований в качестве анионов отщепляется только ионы ОН – . Средние соли диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков.
Попробуем ответить на такой вопрос: все ли электролиты в одинаковой степени распадаются на ионы? Сравним электропроводность концентрированных растворов хлорида натрия и уксусной кислоты. В растворе соли лампочка загорается ярко, а в уксусной кислоте – очень слабо. Разбавим растворы, добавив к ним воды. Электропроводность раствора хлорида натрия не изменяется, а в растворе уксусной кислоты лампочка горит ярче. Хлорид натрия даже в концентрированных растворах диссоциируют полностью. Молекулы же уксусной кислоты в концентрированных растворах почти не диссоциируют. При разбавлении уксусной кислоты число диссоциированных молекул увеличивается, равновесие диссоциации смещается вправо:
СН3СООН СН3СОО – + Н + .
Вещества с ионной кристаллической решеткой полностью диссоциируют на ионы в водных растворах. Отношение числа диссоциированных молекул (n) к общему числу молекул (N), находящихся в растворе, называют степенью диссоциации (
). Величина может принимать значения от 0 (диссоциации нет) до 1 (диссоциация полная).
Общие свойства кислот обусловливаются наличием ионов Н + в растворе. Активность кислоты (сильный или слабый электролит) зависит от концентрации ионов Н + в растворе.
Демонстрационный опыт. В два стакана нальем по 50 мл раствора метилоранжа в ацетоне. В первый стакан добавим 1–2 капли концентрированной серной кислоты, появляется малиновое окрашивание. Чтобы во втором стакане появилась такая же окраска, придется добавить в 10 раз больше (10–20 капель) уксусной кислоты, т.к. степень диссоциации кислоты CH3COOH незначительная и концентрация ионов водорода в ней невелика.
Вывод. Сила кислот и оснований определяется их степенью диссоциации.
📹 Видео
11 Глюкоза и рибоза; поваренная соль; кристаллы; электролитическая диссоциация и электропроводностьСкачать
Очистка поваренной соли (практическая работа)Скачать
Очистка загрязненной поваренной соли/8 классСкачать
Задание 13: Все про электролитическую диссоциацию на ОГЭСкачать
Гидролиз солей. 9 класс.Скачать
Задание №13. Диссоциация | Химия ОГЭ 2023 | УмскулСкачать
Механизм электролитической диссоциацииСкачать
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ | 9 класс | Кратко и понятноСкачать
Химия 9 класс (Урок№5 - Сущность процесса электролитической диссоциации.)Скачать
РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать
Электролитическая диссоциацияСкачать
СОЛИ ХИМИЯ 8 КЛАСС: Химические Свойства Солей и Получение // Реакция Солей с Кислотами и МеталламиСкачать
9 класс. Электролитическая диссоциация. Образование ионов.Скачать
ОКСИДЫ, КИСЛОТЫ, СОЛИ И ОСНОВАНИЯ ХИМИЯ 8 класс / Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать
Диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Проводник второго рода. Химия – ПростоСкачать
Электролитическая диссоциация.Скачать
Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. 9 класс.Скачать
В результате изучения данной темы вы узнаете:
В результате изучения данной темы вы научитесь:
Учебные вопросы:9.1. Растворы и их классификацияРастворами 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 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 растворенииФизическая 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. 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 веществРастворимость – 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 Видео:ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ кислот оснований и солей | Как писать УРАВНЕНИЯ ДИССОЦИАЦИЙСкачать  Теория |
