Электролитическая диссоциация воды описывается уравнением

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

Диссоциация воды

Химически чистая вода обладает хотя и ничтожной, но измеримой электропроводностью, так как вода в незначительной степени диссоциирует на ионы. Так при комнатной температуре лишь примерно одна из 10 8 молекул воды находится в диссоциированной форме. Процесс электролитической диссоциации воды возможен благодаря достаточно высокой полярности связей О-Н и наличию между молекулами воды системы водородных связей. Уравнение диссоциации воды записывается так:

где H₃O + — катион гидроксония водорода.

Уравнение диссоциации воды можно записать в более простой форме:

Присутствие в воде ионов водорода и гидроксида придают ей специфические свойства амфолита, т.е. способность выполнять функции слабой кислоты и слабого основания. Константа диссоциации воды при температуре 22 0 С:

, (1)

где [H + ] и [OH — ] – равновесные концентрации в г-ион/л соответственно катионов водорода и гидроксо-анионов, а [H₂O] – равновесная концентрация воды в моль/л. Учитывая, что степень диссоциации воды чрезвычайно мала, равновесную концентрацию недиссоциированных молекул воды вполне можно приравнять к общему количеству воды, заключающемуся в 1 л ее:

. (2)

Теперь выражение (1) можно записать в следующем виде:

, (3)

отсюда [H + ] [OH — ] = (1,8 10 -16 ) 55,56 = 10 -14 г-ион 2 /л 2 .

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксо-ионов является константой не только для воды, но и для водных растворов солей, кислот и щелочей. Эта величина называется ионным произведением водыили константой воды. Следовательно: К_Н2О = [H + ][OH — ] = 10 -14 г-ион 2 /л 2 .

Для нейтральных сред [H + ] = [OH — ] = 10 -7 г-ион/л. В кислых средах [H + ] > [OH — ], а в щелочных [H + ] — ]. При этом в любых средах произведение концентраций ионов водорода и гидроксо-ионов при данной температуре остается постоянным и равным 10 -14 г-ион 2 /л 2 . Таким образом, пользуясь ионным произведением воды, любую реакцию среды (нейтральную, кислую или щелочную) можно количественно выразить при помощи концентрации водородных ионов.

1.2. Водородный показатель – рН

Для количественной характеристики реакции среды обычно приводят не концентрации водородных ионов, а применяют некоторый условный показатель, обозначаемый через рН и называемый водородным показателем.Он представляет собой отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода рН = — lg [H + ].

Для нейтральной среды рН = -lg 10 -7 = 7;

для кислотной — рН 7.

Аналогично вводится понятие гидроксильного показателя рОН = — lg [ОH — ].

Определение рН имеет колоссальное значение в технике и, в частности, в строительном деле. Обычно величину рН измеряют при помощи индикаторов — веществ, способных менять свою окраску в зависимости от концентрации ионов водорода. Индикаторами являются слабые кислоты и основания, молекулы и ионы которых окрашены в разный цвет (табл. 1).

Однако индикаторы дают не точное определение значения рН, поэтому современные измерения рН производятся при использовании электрохимических методов, точность которых составляет ±0,01 единицы рН.

Пример 1.Вычислить рН раствора, в котором концентрация ионов ОН — равна 1∙10 -9 моль/л.

Решение. Из соотношения рН + рОН = 14 находим, что рН = 14 – рОН. Так как рОН = — lg [ОH — ], то рН = 14 – (-lg 10 -9 ) = 5.

Теория электролитической диссоциации

Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые электролиты.

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.

Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

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

Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.

К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.

В чем же суть процесса электролитической диссоциации?

Поместим в пробирку несколько кристаллов хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое время кристаллы растворятся. Что произошло?
Хлорид натрия – вещество с ионной кристаллической решеткой. Кристалл NaCl состоит из ионов Na + и Cl — . В воде этот кристалл распадается на структурные единицы-ионы. При этом распадаются ионные химические связи и некоторые водородные связи между молекулами воды. Попавшие в воду ионы Na + и Cl — вступают во взаимодействие с молекулами воды. В случае хлорид-ионов можно говорить про электростатическое притяжение дипольных (полярных) молекул воды к аниону хлора, а в случае катионов натрия оно приближается по своей природе к донорно-акцепторному (когда электронная пара атома кислорода помещается на вакантные орбитали иона натрия). Окруженные молекулами воды ионы покрываются гидратной оболочкой. Диссоциация хлорида натрия описывается уравнением:

NaCl = Na + + Cl –

При растворении в воде соединений с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе. Например, соляная ксилота диссоциирует на ионы так: HCl = H + + Cl — .

При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.

Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:

Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.

N_{продисс} — это число продиссоциировавших молекул,

N_исх — это исходное число молекул.

По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные и слабые.

Сильные электролиты (α≈1):

1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH₃COOK, формиат натрия HCOONa и др.)

2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO₃, H₂SO₄ (по первой ступени), HClO₄ и др.;

3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е. степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ. В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.

Слабые электролиты (α

1. Слабые кислоты, в т.ч. органические;

2. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH₄OH;

3. Нерастворимые и некоторые малорастворимые соли (в зависимости от растворимости).

Неэлектролиты:

1. Оксиды, не взаимодействующие с водой (взаимодействующие с водой оксиды при растворении в воде вступают в химическую реакцию с образованием гидроксидов);

2. Простые вещества;

3. Большинство органических веществ со слабополярными или неполярными связями (альдегиды, кетоны, углеводороды и т.д.).

Как диссоциируют вещества? По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты диссоциируют полностью (в насыщенных растворах), в одну ступень, все молекулы распадаются на ионы, практически необратимо. Обратите внимание — при диссоциации в растворе образуются только устойчивые ионы. Самые распространенные ионы можно найти в таблице растворимости — это ваша официальная шпаргалка на любом экзамене. Степень диссоциации сильных электролитов примерно равна 1. Например, при диссоциации фосфата натрия образуются ионы Na + и PO₄ 3– :

Диссоциация слабых электролитов : многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо. Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц. Например, угольная кислота:

HCO₃ – ↔ H + + CO₃ 2–

Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:

Mg(OH)₂ ⇄ Mg(OH) + OH –

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –

Кислые соли диссоциируют также ступенчато, сначала разрываются ионные связи, затем — ковалентные полярные. Например, гидрокабонат калия и гидроксохлорид магния:

KHCO₃ ⇄ K + + HCO₃ – (α=1)

HCO₃ – ⇄ H + + CO₃ 2– (α + + Cl – (α=1)

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α 1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы.

2. Причина диссоциации электролиты в воде – это его гидратация, т.е. взаимодействие с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

3. Под действием внешнего электрического поля положительно заряженные ионы двигаюися к положительно заряженному электроду — катоду, их называют катионами. Отрицательно заряженные электроны двигаются к отрицательному электроду – аноду. Их называют анионами.

4. Электролитическая диссоциация происходит обратимо для слабых электролитов, и практически необратимо для сильных электролитов.

5. Электролиты могут в разной степени диссоциировать на ионы — в зависимости от внешних условий, концентрации и природы электролита.

6. Химические свойства ионов отличаются от свойств простых веществ. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые из него образуются при диссоциации.

Примеры .

1. При неполной диссоциации 1 моль соли общее количество положительных и отрицательных ионов в растворе составило 3,4 моль. Формула соли – а) K₂S б) Ba(ClO₃)₂ в) NH₄NO₃ г) Fe(NO₃)₃

Решение: для начала определим силу электролитов. Это легко можно сделать по таблице растворимости. Все соли, приведенные в ответах — растворимые, т.е. сильные электролиты. Далее, запишем уравнения электролитической диссоциации и по уравнению определим максимально число ионов в каждом растворе:

а) K₂S ⇄ 2K + + S 2– , при полном распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не получится никак;

б) Ba(ClO₃)₂ ⇄ Ba 2+ + 2ClO₃ – , опять при распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не образуется никак;

в) NH₄NO₃ ⇄ NH₄ + + NO₃ – , при распаде 1 моль нитрата аммония образуется 2 моль ионов максимально, больше 2 моль ионов не образуется никак;

г) Fe(NO₃)₃ ⇄ Fe 3+ + 3NO₃ – , при полном распаде 1 моль нитрата железа (III) образуется 4 моль ионов. Следовательно, при неполном распаде 1 моль нитрата железа возможно образование меньшего числа ионов (неполный распад возможен в насыщенном растворе соли). Следовательно, вариант 4 нам подходит.