Как правильно записать уравнение диссоциации

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

Правила составления уравнений диссоциации электролитов

1. При диссоциации сильных электролитов ставится знак « = » (равенства) или « ® » ( одна стрелочка). Этот знак обозначает полную диссоциацию.

2. При диссоциации слабых ( и средней силы) электролитов – знак « Û » (обратимости). Этот знак обозначает частичную диссоциацию.

Правила написания ионных уравнений

В ионных уравнениях на ионы расписываются:

1. сильные кислоты;

3. растворимые соли.

Сильные электролиты	Слабые электролиты
Основания: Са(OH)2 = Ca 2+ + 2OH — Кислоты: HCl = H + +Cl — Соли: Na2CO3=2Na + +CO3 2 — KH2PO4=K + +H2PO4 — анион слабой кислоты H2PO4 — ÛH + +HPO4 2 — HPO4 2 — ÛH + +PO4 3 — AlOHCl2ÛAlOHCl2 = AlOH 2+ +2Cl — осадок растворимая катион слабого часть основания AlOH 2+ ÛAl 3+ +OH —	Основания: Fe(OH)2 ÛFeOH + + OH — 1 ступень FeOH + ÛFe 2+ +OH — 2 ступень Кислоты: H2CO3ÛH + +HCO3 — I ступень HCO3 — ÛH + +CO3 2 — II ступень Амфотерные гидроксиды: 1. Zn(OH)2ÛZnOH + +OH — по осн. ZnOH + ÛZn 2+ +OH — типу 2. H2ZnO2ÛH + +HZnO2 — по кисл. HZnO2 — ÛH + +ZnO2 2 — типу Вода: H2OÛH + +OH —

КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ

Важнейшей характеристикой количественного содержания компонентов в системе является концентрация растворов.

Концентрацией растворовназывают определенное массовое (или объемное) содержание растворенного вещества в определенном массовом (или объемном) количестве растворителя или раствора.

Существуют несколько методов выражения концентрации растворов. Рассмотрим самые распространенные из них:

Методы выражения концентрации растворов	Обозначение и размерность применяемых величин
Массовая доля растворенного вещества – это отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора:	— массовая доля растворенного вещества, безразмерная величина
mВ — масса растворенного вещества, г
mР-РА — масса раствора, г
V — объем раствора, мл
ρ -плотность раствора, г/мл
Процентная концентрация:	С% — процентная концентрация, %
m В — масса растворенного вещества, г
mР-РА — масса раствора, г
Молярная концентрация, или молярность,– число молей растворенного вещества в 1 дм 3 (1 литр) раствора:	СМ — молярная концентрация , или молярность; иногда обозначают М
— количество (число моль) растворенного вещества, моль
V — объем раствора, дм 3 (л)
mВ — масса растворенного вещества, г
МВ — молярная масса растворенного вещества, г/моль

При решении задач необходимо обращать особое внимание на размерность применяемых величин и обязательно приводить их в соответствие друг другу. Поэтому при подстановке численных значений в формулы надо указывать размерность величин. Решение задач оформлять обязательнов соответствии с приведенными примерами (см. стр. 67 – 71).

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз– это процесс взаимодействия соли с водой, в результате которого происходит смещение ионного равновесия воды и изменение значения рН раствора. Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой основания и кислоты, образующих соль.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются. Их водные растворы нейтральны.

В гидролизе участвуют ионы слабого основания и/или слабой кислоты.

· Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием,например, NH₄Cl:

NH₄Cl = NH₄ + +Cl —

Гидролизу подвергается катион слабого основания NH₄ + :

NH₄ + + HOH Û NH₄OH + H + (ионы H + в избытке).

NH₄Cl + H₂O Û NH₄OH + HCl – кислая среда (рН + + SO₃ 2 —

Гидролизу подвергается анион слабой кислоты SO₃ 2 — :

1-я ступень: SO₃ 2 — +HOH Û HSO₃ — +OH — (ионы OH — в избытке).

Молекулярное уравнение 1-й ступени:

Na₂SO₃ + H₂O Û NaHSO₃ + NaOH – щелочная среда (рН > 7).

При обычных условиях гидролиз протекает главным образом по первой ступени.

· Гидролиз солей образованных слабым основанием и слабой кислотой ((NH₄)₂CO₃, Al₂S₃ и т.д.), гидролизуются как по катиону, так и по аниону. В этом случае гидролиз соли протекает до конца: в уравнении происходит замена знака “Û” на “=”, а рН среды определяется силой кислоты и основания:

NH₄ClO = NH₄ + + ClO —

NH₄ + + ClO — + HOH = NH₄OH + HClO

K(HClO) = 3×10 -8 -5 , так как основание является более сильным электролитом, чем кислота, среда слабощелочная рН > 7.

· Совместный гидролиз двух солей Если в растворе одновременно присутствуют ионы, связывающие Н + и ОН — , то в соответствии с принципом Ле Шателье равновесие смещается в сторону усиления процесса гидролиза. Гидролиз может протекать необратимо с образованием малорастворимого и газообразного веществ.

В качестве примера можно рассмотреть совместный гидролиз следующих солей:

2Al 3+ + 3S 2 — + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

7.ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

РЕАКЦИИ (ОВР)

Окислительно-восстановительными называются реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:

Уравнения диссоциации

Диссоциация кислот, щелочей и солей

Кислоты — при диссоциации образуют ионы водорода* (и анионы кислотных остатков):
HBr → H + + Br − (бромид-ион)

Щелочи — при диссоциации образуют ионы металлов и гидроксид-ионы:
NaOH → Na + + OH −

Соли — при диссоциации образуют ионы металлов и анионы кислотных остатков:
NaCl → Na + + Cl −

Как записывать уравнения электролитической диссоциации

Величина заряда иона равна валентности, ставится перед знаком заряда:
BaS → Ba 2 + + S 2 − (сульфид-ион)

Число ионов показываем с помощью коэффициентов, а не индексов:
K ₂ S → 2 K + + S 2−

Кислотный остаток при диссоциации пишем целиком (не теряем индекс):
Na NO₃ → Na + + NO ₃ − (нитрат-ион)

При этом число ионов кислотного остатка также показываем с помощью коэффициентов:
Сa(NO₃) ₂ → Сa 2+ + 2 NO₃ −

* Это интересно!

В учебниках часто приходится встречать утверждение, что ион водорода — это гидратированный протон: H₃O + .

На самом деле такие частицы в растворах кислот не обнаружены. Протон при гидратации присоединяет две молекулы воды и формула иона водорода полностью должна была бы записываться так: H₅O₂ + .