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.
Nпродисс — это число продиссоциировавших молекул,
Nисх — 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.
Sr no3 2 уравнение диссоциации
Вопрос по химии:
1) Дать название следующим химическим соединениям и определить их класс: NaOH,CO2,HCL,MgO,H2SO4,FeSO4,HNO3,AgCL,CaS,FeCL3. 2)Записать уравнения диссоциации следующих веществ: LiCL,K2SO4,Ba(NO3)2,Sr(OH)2. 3)Указать степени окисления атомов химических элементов в соединении:Ca3(PO4)2
Трудности с пониманием предмета? Готовишься к экзаменам, ОГЭ или ЕГЭ?
Воспользуйся формой подбора репетитора и занимайся онлайн. Пробный урок — бесплатно!
Ответы и объяснения 2
NaOH — гидроксид натрия
CO2 — оксид углерода 4 или углекислый газ
HCl — соляная или хлороводородная кислота
MgO — оксид магния
H2SO4 — серная кислота
FeSO4 — сульфат железа 2
HNO3 — азотная кислота
AgCl — хлорид серебра
CaS — сульфид кальция
FeCl3 — хлорид железа 3
1 задание:
Основания:
NaOH (гидроксид натрия)
оксиды:
CO₂ (оксид углерода (IV)), MgO (оксид магния)
кислоты:
H₂SO₄ (серная кислота), HCl (соляная кислота), HNO₃(азотная кислота)
соли:
FeSO₄ (сульфат железа (II)), AgCl(хлорид серебра),
CaS (сульфид кальция), FeCl₃(хлорид железа (III))
LiCl = Li⁺ + Cl⁻
2 задание:
K₂SO₄ = 2K⁺ + SO₄²⁻
Ba(NO₃)₂ = Ba²⁺ + 2NO₃⁻
Sr(OH)₂ = SrOH⁺ + OH⁻ \ SrOH⁺ = Sr²⁺ + OH⁻
3)задание:
+2 +5 -2
Ca₃(PO₄)₂
Знаете ответ? Поделитесь им!
Как написать хороший ответ?
Чтобы добавить хороший ответ необходимо:
- Отвечать достоверно на те вопросы, на которые знаете правильный ответ;
- Писать подробно, чтобы ответ был исчерпывающий и не побуждал на дополнительные вопросы к нему;
- Писать без грамматических, орфографических и пунктуационных ошибок.
Этого делать не стоит:
- Копировать ответы со сторонних ресурсов. Хорошо ценятся уникальные и личные объяснения;
- Отвечать не по сути: «Подумай сам(а)», «Легкотня», «Не знаю» и так далее;
- Использовать мат — это неуважительно по отношению к пользователям;
- Писать в ВЕРХНЕМ РЕГИСТРЕ.
Есть сомнения?
Не нашли подходящего ответа на вопрос или ответ отсутствует? Воспользуйтесь поиском по сайту, чтобы найти все ответы на похожие вопросы в разделе Химия.
Трудности с домашними заданиями? Не стесняйтесь попросить о помощи — смело задавайте вопросы!
Химия — одна из важнейших и обширных областей естествознания, наука о веществах, их составе и строении, их свойствах, зависящих от состава и строения, их превращениях, ведущих к изменению состава — химических реакциях, а также о законах и закономерностях, которым эти превращения подчиняются.
Теория электролитической диссоциации в химии — формулы и определение с примерами
Содержание:
Электролитическая диссоциация:
По электрической проводимости вещества делятся на две группы.
Вещества, водные растворы и расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами.
Вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами. Нерастворимые в воде неорганические вещества (H2SiO3, SiO2, AgCl, CaSO4 и др.), чистая вода, большинство органических веществ неэлектролиты.
Процесс распада электролитов на ионы при растворении их в воде или расплавлении называется электролитической диссоциацией.
Основные теоретические положения электролитической диссоциации дал в 1887 году шведский ученый Сванте Аррениус. Современная теория электролитической диссоциации состоит из трех основных положений:
1) Электролиты в растворе и в расплаве распадаются (диссоциируют) на ионы, обладающие положительным или отрицательным зарядом
HNO3 H + + NO3 Na2SO4 2Na + + SO
Ионы в растворе находятся в беспорядочном движении в разных направлениях.
2) Под воздействием электрического тока ионы движутся направленно: положительно заряженные ионы направляются к катоду, а отрицательно заряженные ионы — к аноду. Поэтому положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные ионы анионами.
3) Диссоциация — обратимый процесс: наряду с распадом молекул происходит также и соединение — ассоциация ионов.
KA K + +А
Ионы и нейтральные атомы отличаются друг от друга как по строению, так и по свойствам. Например:
11Na 0 l s 2 ∕2s 2 2p 6 ∕3s 1 Электронная формула атома натрия | 11Na + ls 2 ∕2s 2 2p 6 / Электронная формула иона натрия |
11Na 0 l)2e 2)8e 3)1е Схема строения атома натрия | 11Na + l)2e 2)8е Схема строения иона натрия |
Восстановитель | Окислитель |
Несмотря на все это, С.Аррениус не смог полностью раскрыть сущность процесса электролитической диссоциации. Он не учитывал роль молекул растворителя и полагал, что в водном растворе находятся свободные ионы. При диссоциации электролитов в растворе образуются положительно и отрицательно заряженные частицы, состоящие из одного или нескольких атомов.
Катионы | Анионы |
LI+, Na + , K + , Be 2+ , Ca 2+ , Mg 2+ , Fe 2+ , Fe 3+ , Cu 2+ ,Hg 2+ , Ag + | CO, Cl, S 2- , SO, NO3 , SiO, ClO , ClO2 |
Причиной разложения электролита на ионы является его взаимодействие с полярными молекулами воды. При растворении в воде любой соли, например, кристаллов хлорида натрия, отрицательные полюсы полярных молекул воды притягиваются к положительно заряженным ионам натрия Na + , а положительные полюсы к отрицательно заряженным хлорид-ионам Cl . В результате растворения в воде ионы отщепляются от кристалла и, перейдя в раствор, гидратируются.
Диссоциация водного раствора хлорида натрия
Наряду с веществами, кристаллическая решетка которых имеет ионное строение, молекулы с полярной ковалентной связью также в воде распадаются на ионы. При растворении в воде хлорида водорода (хлороводорода) с полярно-ковалентной связью под действием полярных молекул воды связь между атомами разрывается. Молекула хлорида водорода распадается на два гидратированных иона. Электронная пара переходит к атому хлора, в результате полярная ковалентная связь превращается в ионную связь.
Диссоциация молекулы хлороводорода
Процесс диссоциации характеризуется степенью диссоциации.
Отношение числа диссоциированных молекул к общему числу молекул, находящихся в растворе, называется степенью диссоциации и обозначается знаком а (альфа).
Здесь а показывает степень диссоциации,n число диссоциированных молекул, N— общее число растворенных молекул.
Величина а принимает значения между 0÷1, при выражении в процентах между 0÷100%.
Если α=0, значит, диссоциация не произошла.
Если α=1 или а= 100%, значит, электролит полностью диссоциировал на ионы.
Величина n может принимать разные значения от 0 до N.
Если количество электролита дается в молях:
α= vдис./vобщ. или α=vобщ . 100%
vобщ. — общее растворенное молярное количество вещества.
vдис. — диссоциированное молярное количество вещества.
По значению степени диссоциации электролиты делят на три группы.
Сильные Электролиты | Электролиты средней силы | Слабые электролиты |
a ≥ 30% | a=3 ÷ 30% (или 0,03 ÷ 0,3) | a3% (или a0,03) |
Щелочи: LiOH, NaOH, КОН, RbOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 Растворимые в воде соли, сильные кислоты | Mg(OH)2, H3PO4, H2C2O4 (щавелевая кислота) | NH4OH, H2CO3, H2S, HCN, H2O, CH3COOH и другие органические кислоты |
Электролиты, которые при растворении в воде или расплаве полностью диссоциируются на ионы, называются сильными электролитами.
Электролиты, которые при растворении в воде или расплавлении частично диссоциируются на ионы, называются слабыми электролитами.
Факторы, влияющие на степень диссоциации
Значение степени диссоциации зависит от ряда факторов.
Природа электролита (характер связи в молекуле электролита). Слабые и средней силы электролиты диссоциируют в растворе частично, а сильные электролиты полностью.
Природа растворителя
Диэлектрическая постоянная показывает, во сколько раз сила взаимодействия между двумя электрическими зарядами, находящимися в определенной среде, меньше по отношению к вакууму. Поскольку диэлектрическая постоянная воды (проникающая способность) при 20 o C высокая, способность ионизации также сравнительно высокая. Численное значение ее диэлектрической постоянной (81) показывает, что сила взаимодействия между ионами в растворе с водной средой в 81 раз слабее по сравнению с их силой взаимодействия в кристалле. Если в растворе, приготовленном с одинаковой концентрацией, в качестве среды берется вода, то степень диссоциации бывает сравнительно больше по отношению к растворителям.
Концентрация раствора электролита. При уменьшении концентрации раствора (т.е. разбавлении раствора), вероятность встречи ионов уменьшается и равновесие смещается в сторону ионизации (степень диссоциации повышается). При уменьшении числа столкновений между ионами в разбавленных растворах в заметной степени снижается и скорость образования молекул. Это, в свою очередь, способствует смещению равновесия в сторону диссоциации и повышению степени диссоциации. Значит, степень диссоциации находится в обратной зависимости от концентрации электролита.
Влияние температуры
В процессе диссоциации электролитов в небольшом количестве поглощается или выделяется тепло. Обычно нагревание раствора на IoC усиливает процесс диссоциации большинства электролитов на 0,05%. При повышении температуры усиливается и электрическая проводимость электролита. Однако это связано как с понижением степени гидратации ионов и вязкости среды, так и с повышением скорости движения ионов. В этом отношении вода занимает особое место. Диссоциация воды эндотермический процесс, который протекает с затратой 57,3 кДж теплоты. Вот почему с повышением температуры повышается и степень диссоциации воды. При нагревании раствора сильных электролитов степень диссоциации понижается, а при нагревании слабых электролитов степень диссоциации повышается.
Влияние концентрации ионов. Повышением или понижением концентрации ионов, образованных в результате диссоциации, можно сместить равновесие. Например, NH4OH диссоциирует на ионы в воде по следующему
уравнению:
NH4OHNН + ОН
При добавлении в раствор немного NH4CI концентрация иона NH повышается и равновесие смещается влево (в сторону исходных веществ). Такое смещение равновесия подчинено принципу Ле-Шагелье. При устранении из системы равновесия одного из ионов, образовавшихся в растворе, степень диссоциации повышается. Следовательно, при добавлении в раствор слабого электролита, содержащего в составе одноименные ионы, степень диссоциации должна понижаться.
Постоянная диссоциации (Кд). Поскольку значение степени диссоциации зависит от концентрации электролита использование для характеристики диссоциации электролита не подходит. В этих целях используется постоянная диссоциации (Кд). Значение постоянной диссоциации, в отличие от , не зависит от концентрации раствора.
Постоянная диссоциации равна отношению произведения концентраций ионов на концентрацию молекул, не разложившихся на ионы.
Например, формула вычисления постоянной диссоциации для уксусной кислоты следующая:
Поскольку Кд не зависит от концентрации, это постоянная величина. Значение Кд зависит от природы /электролита и растворителя и температуры. Чем больше значение Ka, тем больше диссоциирует электролит.
Электрическая проводимость бывает более высокой в том из растворов с одинаковым мольным количеством растворенных в них различных электролитов, в котором образуется наибольшее количество ионов. В ряду NaCl, FeCl2, AlCl3 в
водном растворе каждого из них электрическая проводимость повышается.
Диссоциация кислот, оснований и солей
Все растворимые кислоты в водных растворах диссоциируют на ионы водорода и кислотных остатков. C точки зрения теории электролитической диссоциации кислотам можно дать такое определение:
Кислоты это сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов образуются только ионы водорода.
Диссоциация кислот
Свойства кислот (кислый вкус, воздействие на индикаторы и т.д.) связаны с наличием в растворе гидратированных ионов водорода (Н3О + ). Следовательно, общим для кислот является ион водорода H+ (или Н3О + ). Отсюда становится ясно, что цвет индикатора меняет ион H+ (или Н3О + ).
Одноосновные кислоты диссоциируют одноступенчато, двухосновные кислоты двуступенчато, а трехосновные кислоты (Н3РО4) грехступенчаго. Диссоциация двух- и трехосновных кислот в основном происходит в первой стадии (ступени). При ступенчатой диссоциации каждая последующая ступень протекает более слабо (т.е. при ступенчатой диссоциации процесс диссоциации протекает все медленнее). Основность кислот определяется количеством катионов водорода, образованных в процессе полной диссоциации.
Диссоциация одноосновных кислот | Диссоциация двухосновных кислот | Диссоциация трехосновных кислот |
I. H2SO4 H + + H HSO II. HSO4H + + SO | I. H3PO4H + +H2PO II. H2PO4 H + +HPO III.HPO H+HPO | |
I. H3PO3 H + + H2PO II. H2POH + + HPО |
Знак обратимости в процессе диссоциации указывает, что образовавшиеся ионы могут соединяться и образовывать исходные вещества и одновременно исходные ионы второй (или третьей) ступени. Если скорость распада на ионы больше, чем скорость образования исходных ионов, процесс диссоциации смещается вправо, если меньше то влево. |
Диссоциация оснований
Электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксоионы, называются основаниями.
Растворимые в воде основания называют щелочами. Как известно, кислотность оснований определяется количеством гидроксильных ионов (ОН ) в их молекуле. Количество гидроксильных групп показывает кислотность основания. Однокислотные щелочи диссоциируют одноступенчато, двукислотные щелочи двуступенчаго. Цвет индикагора также меняется под действием гидроксильного иона (ОН ).
Диссоциация однокислотных щелочей | Диссоциация двукислотных щелочей |
NaOH Na + + ОН KOH K + + ОН NH4OHNH + ОН | I. Ca(OH)2CaOH + + ОН II. CaOH + Ca 2+ + ОН |
Основания, которые в процессе диссоциации образуют как ион H + так и ионы ОН , называют амфотерными гидроксидами. Амфотерные гидроксиды, взаимодействуя и с кислотами, и с основаниями, образуют соль и воду.
2OH + Zn 2+ Zn(OH)2 Zn(OH) + 2H +
Диссоциация солей
Вещества, образующие в процессе диссоциации катион металла (или аммония) и анион кислотного остатка, называются солями.
В зависимости от вида, соли диссоциируют по-разному. Нормальные, двойные и смешанные соли диссоциируют одноступенчато.
Диссоциация нормальных солей | Диссоциация двойных солей | Диссоциация смешанных солей |
(NH4)2SO4 2NH4 + SO4 FeCl3 Fe 3+ + ЗСI — Na3PO4 3Na + + PO Na2SO4 Na + + SO Na2ZnO2 2Na + + ZnO | NaKSO4 Na + + K + + SO Na2KPO4 2Na + + K + +PO | CaClNO3 Ca 2+ + Cl + NO AICISo4 Al 3+ + Cl +SO FeNO3Cl2 Fe 3+ + N0+ 2СI — |
Нерастворимые в воде соли (осадки) не диссоциируют. Они могут диссоциировать только в виде расплавов. |
Кислые соли диссоциируют ступенчато. Гидросоли диссоциируют двуступенчато, а дигидросоли трехступенчаго. Процесс диссоциации постепенно, поступенчато, слабеет.
Диссоциация гидросолей | Диссоциация дигидросолей |
I. NaHSO4 Na + + HSO II. HSO H + + SO | I. KH2PO4 K + + H2PO II. H2PO H + + PO III. HPO H + + PO |
Основные соли также диссоциируют ступенчато: гидроксосоли диссоциируют двуступенчато, дигидроксосоли трехступенчато.
Диссоциация гидросолей | Диссоциация дигидросолей |
I. CaOHNO3 CaOH + + NO II. CaOH + Ca 2+ + 0H — | I. Al(OH)2Cl Al(OH) +Cl II. Al(OH) AlOH 2+ + ОН III. AlOH 2+ Al 3+ + ОН |
I. AlOH(NO3)2 AlOH 2+ +2NO II. AlOH 2+ Al 3+ + 0H — |
Реакции ионного обмена
Реакции обмена, протекающие между водными растворами электролитов, в прошлых разделах мы показывали молекулярными уравнениями. В действительности же, в этих реакциях участвуют не молекулы электролитов, а их диссоциированные ионы.
Взаимодействие водных растворов электролитов называют ионными реакциями, а уравнения таких реакций ионными уравнениями. Уравнение, полученное при сокращении ионов, не участвующих в реакции, называется сокращенным ионным уравнением.
Чтобы понять условия протекания реакций ионного обмена, нужно знать их важнейшие свойства.
Свойства ионов
Вам уже известно, что ионы отличаются от атомов строением и свойствами. Некоторые ионы бесцветны, а другие имеют определенный цвет. Для каждого из них характерны специфические химические свойства.
При составлении ионных уравнений соблюдаются следующие правила:
- Полное уравнение реакции записывается в молекулярном виде. Т.е. химические формулы участвующих в реакции исходных веществ и конечных продуктов записываются вместе с их коэффициентами.
- Малодиссоциирующие (вода и в основном органические вещества), малорастворимые (осадок) и газообразные вещества записываются в молекулярной форме.
- Сильные электролиты, как полностью диссоциирующие вещества, записываются в ионном виде (такие уравнения называют полным ионным уравнением).
- Не участвующие в реакции ионы сокращаются. Уравнение, в котором указаны лишь участвующие в реакции ионы, называется сокращенным ионным уравнением.
молекулярное уравнение
полное ионное уравнение
сокращенное ионное уравнение
Если при реакциях заряды ионов не меняются, такие реакции называются реакциями ионного обмена.
Реакции ионного обмена протекают до конца в трех случаях:
Если образуется осадок.
BaCI2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCI
Ba 2+ +2CI + 2Na + +SO = BaSO4↓ + 2Na + + 2CI
Ba 2+ +SO =BaSO↓
Если получается слабодиссоциирующее вещество (например: вода)
H + +CI +Na + +OH = Na + + Cl + H2O
H + +ОН =H2O
Если получается газообразное вещество.
2H + +2CI + 2Na + +S 2 = H2S↑ + 2Na + + 2CI
2H + +S 2 =H2S↑
Полное ионное уравнение и сокращенное ионное уравнение реакций, протекающих с участием или с образованием двух и более неэлектролитов, бывают одинаковыми.
- 1) Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4↓+ 2Н2О молекулярное уравнение
- Ba 2+ + 2ОН — + 2H + + SO → BaSO4↓+ 2 H2O полное или сокращенное ионное уравнение
- 2) FeSO4 + Ba(OH)2 → BaSO4↓+ Fe(OH)2↓
- Fe 2+ + SO + Ba 2+ + 2ОН → BaSO4↓ + Fe(OH)2 2↓ полное или сокращенное ионное уравнение
Реакции ионного обмена используются для определения того или иного вещества или иона.
Определяемый ион | Реактив, coσι ветствующнй иону (определитель) | Признаки реакции |
H+(кислота) | индикатор | Изменение цвета |
Cu 2+ | OH- (щелочь) | Синий осадок |
Fe 2+ | Зеленоватый осадок, принимающий со временем бурый цвет | |
Fe 3+ | Осадок бурого цвета | |
Zn 2+ | Белый осадок, при избытке ОН растворяется | |
Al 3+ | Студенистый белый осадок | |
Mg 2+ | Белый осадок | |
NT4 + | C запахом аммиака | |
Cr 3+ | Темно-зеленый осадок | |
Cl — | Ag + (AgNO3) | Белый осадок |
Br — | Желтоватый осадок | |
l — | Газ без запаха, вызывающий помутнение известковой воды | |
CO | H + (сильная кислота) | Белый осадок |
SO | Ba 2+ | Желтый осадок |
РО | Ag + | Черный осадок |
S 2- | Cu 2+ | Черный осадок |
Pb 2+ | Черный осадок | |
Zn 2+ | Белый осадок | |
Cd 2+ | Желтый осадок | |
Ca 2+ | SO | Белый осадок |
CO | Белый осадок | |
F — | Mg 2+ | Желтый осадок |
ОН — | индикатор | Изменение цвета |
СН3СОО — | H+ (сильная кислота) | Уксусный запах |
Обменные реакции в растворах электролитов протекают только тогда, когда хотя бы одно из образованных в результате этих реакций веществ является малодиссоциирующим, или нерастворимым (осадком), или же находится в газообразном состоянии.
Сумма коэффициентов сокращенного ионного уравнения реакций, протекающих с образованием лишь одного неэлектролита (осадка или мало диссоциирующего вещества) всегда на 1 единицу бывает больше суммы ионов, образующих этот неэлектролит.
Слабые электролиты и неэлектролиты | Сумма коэффиниентов сокращенного ионного уравнения его образования |
СаСО3, MgCO3, ВаСО3, CaSO4, BaSO4, PbSO4, SrSO4, ZnCO3, CuS, PbS, ZnS, CdS, AgCl, Н2О, HCOOH, CH3COOH и др. | 3 |
Be(OH)2, Mg(OH)2, Zn(OH)2, Fe(OH)2, Cr(OH)2, Cu(OH)2, PbCl2, Mn(OH)2, MgF2 и др. | 4 |
Al(OH)3, Fe(OH)3, Cr(OH)3, Ag3PO4 и др. | 5 |
Ca3(PO4)2, Ba3(PO4)2 и др. | 6 |
Соли, находящиеся в виде осадка, не вступают в реакцию с щелочами, основания в виде осадка не вступают в реакцию с солями, соли в виде осадка не вступают в реакцию с другими солями. |
Электролиз
Электролиз это окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах, если через раствор или расплав электролита пропускают постоянный электрический ток. В результате электролиза электрическая энергия превращается в химическую энергию. При пропускании через электролитический раствор или расплав постоянного электрического тока хаотическое движение ионов урегулируется, катионы (положительно заряженные ионы) движутся в сторону катода, а анионы (отрицательно заряженные ионы) в сторону анода и, теряя заряды, превращаются в нейтральные атомы или молекулы. В результате на катоде протекает процесс восстановления, а на аноде процесс окисления. В процессе электролиза между участками катода и анода существуют перегородки.
Электролизная ванна
Электролиз расплавов электролитов. Если через расплавы электролитов пропустить постоянный электрический ток, то происходит электролиз. При электролизе расплавов на катоде всегда восстанавливается катион, а на аноде окисляется анион. При электролизе расплавов любых солей, кроме солей аммония, на катоде всегда образуется металл. Рассмотрим процесс электролиза расплавленного хлорида натрия NaCl и гидроксида натрия (NaOH).
Электролиз расплава хлорида натрия
На катоде: Na + + е → Na° восстановление
На аноде: Cl е → Cl° окисление
2Na + +2Cl 2Na+Cl2
2NaCl 2Na + Cl2
На катоде: Na + + e — → Na 0 восстановление
На аноде: OH — -e — →OH 0 окисление
4OH 0 →2H2O+O2↑
4NaOH 4Na + 2H2O + O2
Электролиз расплава гидроксида натрия
Электролиз расплавов солей кислородсодержащих кислот в школьном курсе не изучается.
Г. Дэви, не зная химических свойств выделенного при электролизе металла, наполнил изготовленный из калия тигель водой. Как только вода соприкоснулась с металлом, произошел взрыв. Осколки тигеля и капли расплавленного металла попали в лицо Дэви. Он потерял правый глаз и получил глубокую рану. Рубцы, образовавшиеся на его лице во время взрыва, оставались до конца его жизни.
Электролиз водных растворов электролитов
При электролизе растворов электролитов характер происходящих на электродах электрохимических процессов зависит от природы иона, растворителя, концентрации электролита, материала, из которого изготовлен электрод, температуры, напряжения тока и других факторов. Для того, чтобы заранее определить на основе формулы солей, какие вещества будут образованы на электродах при электролизе водных растворов солей, следует знать следующие правила.
1. При электролизе растворов солей металлов, расположенных в электрохимическом ряду напряжения металлов начиная слития, включая алюминий (Li, К., Ca, Na, Mg, Al), на катоде молекулы воды восстанавливаются с выделением водорода.
На катоде: 2H2O + 2e → H2↑ +2ОН
2. При электролизе же растворов солей бескислородных кислот (НО, HBr, HI, H2S) этих металлов кислотный остаток на аноде окисляется с получением многоатомного простого вещества, и в растворе образуется основание, т.е. масса соли уменьшается.
При электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот этих металлов (Li, Na, К, Ca, Ba, Mg, Al) вода на аноде окисляется с выделением кислорода (О2), на катоде вода восстанавливается с выделением водорода. Масса соли не изменяется. Поскольку при электролизе растворов этих солей соль не разлагается, концентрация раствора повышается.
Na2SO4 +2H2O2H2↑ + O2↑ + Na2SO4
При электролизе водных растворов щелочей LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 происходит такой же процесс. Т.е. на катоде вода восстанавливается а на аноде вода окисляется.
NaOH + 2H2O 2H2↑ + O2↑+ NaOH
3. При электролизе растворов солей металлов, расположенных в ряду напряжения металлов между алюминием и водородом (Mn, Zn1 Cr, Fe, Ni,Sn, Pb), на катоде ионы металла вместе с молекулами воды восстанавливаются с выделением металла и водорода. На аноде вода окисляется, выделяется кислород. (Электролиз растворов бескислородных солей этих металлов в школьном курсе не изучается).
На катоде: | 2H2O + 2ё → H2 ↑ +2OН |
На аноде: | 2H2O 4ё → О2 ↑ + 4Н + |
Общее уравнение | NiSO4 + 2H2O Ni + H2 ↑ + O2 ↑ + H2SO4 |
4. При электролизе растворов солей металлов, расположенных в электрохимическом ряду напряжения металлов после водорода (Cu, Hg1 Ag, Pt, Au), на катоде восстанавливаются только ионы металла с получением металла. Из этих металлов при электролизе растворов солей бескислородных кислот меди Cu на аноде кислотный остаток окисляется, получается соответствующее простое вещество. Масса воды не меняется. Следовательно, при электролизе как расплавов, так и растворов CuCh, CuBr2, CuI2, на электродах всегда получается один и тот же продукт (на катоде металл, на аноде галоген).
5. При электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот этих металлов (например, Cu(NO2)2, CuSO4, AgNО3, Hg(NO3)2) вода на аноде окисляется с выделением кислорода (O2), в растворе образуется кислота. Значит, при элекгролизе растворов солей этих металлов соль всегда подвергается разложению, концентрация соли уменьшается.
Электролиз водного раствора CuSO4
2CuSO4 + 2H2O 2Cu + O2 ↑+2H2SO4
4AgNO3 + 2H2O4Ag + O2 ↑ + 4HNO3
При электролизе как расплавов, так и растворов солей бескислородных кислот (НС1, HBr, HI, H2S) на аноде кислотные остатки, окисляясь, превращаются в соответствующие простые вещества. Последовательность окисления кислогных остатков на аноде представлена в следующем виде:
При проведении электролиза раствора смеси нескольких солей, в первую очередь, на аноде выделится S, при отсутствии этого элемента l2, при его отсутствии Вr2, при его отсутствии С12, при его отсутствии О2.
При электролизе растворов солей HF (MeFa) на аноде ионы F не окисляются, окислению подвергаются молекулы воды. Значит, процесс окисления 2F 2e → F2 в водном растворе не происходит. Процесс окисления возможен лишь при электролизе расплава.
При электролизе водных растворов солей кислородсодержащих кислот (HNO3, H2SO4, H3PO4, Н2СО3 и др.) на аноде окисляется не кислотный остаток, а вода с выделением кислорода (O2).
При электролизе растворов смеси солей различных металлов первоочередная последовательность восстановления металлов на катоде следующая:
Факторы, влияющие на процесс электролиза. Процесс электролиза связан с электропроводной способностью растворов. Способность растворов к электрической проводимости зависит, в первую очередь, от концентрации ионов. Чем больше концентрация ионов, тем сильнее электропроводность раствора. Например, среди растворов солей KCl, Ba(NO3)2, А1С13 с концентрацией в 1 моль/л (т.е. 1 М) каждой из них (при одинаковой а) наибольшая электрическая проводимость будет у А1С13. Это обусловлено тем, что раствор этой соли обладает как наибольшим количеством ионов, так и более высокой концентрацией.
Применение электролиза. Электролиз применяется при получении активных металлов (Na, К, Ca, Mg, Al), меди (Сu), некоторых неметаллов (Cl2, F2) и щелочей (NaOH, КОН). Электролизом также пользуются для покрытия поверхности металлических предметов никелем, хромом, цинком, оловом, золотом и другими стойкими против коррозии металлами.
Гидролиз
Несмотря на отсутствие ионов H + и ОН в составе нормальных солей, их водные растворы показывают щелочную, кислую или нейтральную реакцию. Эта особенность водных растворов солей объясняется гидролизом hidro вода, Iizis разложение).
Реакции, протекающие с образованием слабых электролитов в результате взаимодействия ионов соли и молекул воды, называются гидролизом солей. Другими словами, гидролизом называют разложение солей под воздействием воды.
В зависимости от природы солей, они подвергаются или не подвергаются гидролизу. Если хотя бы одна из кислот или оснований, образующих соль, будет слабой, то такая соль подвергается гидролизу. Нерастворимые в воде соли гидролизу не подвергаются.
Так как гидролиз является обратимым процессом, в системе образуется динамическое равновесие. Гидролиз солей, образованных из многоосновных кислот или многокислотных оснований, протекает ступенчато. Гидролизные реакции записываются как в виде молекулярного, так и в виде ионного уравнений.
Для составления краткого ионного уравнения гидролиза следует:
- а) написать уравнение диссоциации соли;
- Ь) определить природу аниона и катиона (установить катион слабого основания или анион слабой кислоты);
- с) написать полное ионное уравнение реакции (так как вода является неэлектролитом, ее формулу оставить как есть);
- d) путем сокращения ионов, не участвующих в реакции, определить краткое ионное уравнение.
По наличию или отсутствию процесса гидролиза соли подразделяются на четыре группы:
- Соли, образованные сильными кислотами (HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI) и сильными основаниями (LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2).
- Соли, образованные сильными кислотами и слабыми основаниями (Me(OH)n Me Be, Mg, Zn, Al, Cr, Fe, Cu,Hg, Ag, Mn, NH4 и др.).
- Соли, образованные слабыми кислотами (H3PO4, H2SO3, H2CO3, H2S, H2SiO3, HCOOH, CH3COOH и др.) и сильными основаниями.
- Соли, образованные слабыми кислотами и слабыми основаниями.
Кристаллогидраты | Гидраты | |||||||
FeSO4∙ 7H2O железный купороса SO4∙ 2Н2О природный гипс Na2CO3 ∙ 10H2O кристаллическая сода Na2SO4 ∙ 10H2O глауберова соль MgSO4 ∙ 7H2O горькая соль CuSO4 ∙ 5H2O медный купорос (синий камень) |
Атом натрия | Ион натрия |
Атом хлора | Ион хлора |
Распад на ионы соединений с ионной связью при образовании водных растворов называется диссоциацией. Этот процесс можно объяснить следующим образом. Вы уже знаете, что поваренная соль в твердом состоянии не пропускает электрический ток. При растворении в воде она разделяется на ионы, так как:
- кристаллы поваренной соли представляют собой соединения с ионной связью и в узлах их кристаллической решетки расположены ионы (см. рис. 15);
- молекула воды образована за счет полярной ковалентной связи и имеет строение, показанное на рис. 16;
- поваренная соль при растворении в воде диссоциирует по схеме, показанной на рис. 17.
Таким образом, при растворении в воде кристаллы поваренной соли под воздействием поляризованных молекул воды образуют гидра-тированные ионы.
Атомы водорода и металлов превращаются в катионы, отдавая электроны, а атомы аммиака — присоединяя протоны за счет электронной пары, не участвующей в образований химической связи ().
Кислотные остатки и гидроксильные группы являются анионами. В электрическом поле движение ионов происходит следующим образом (см. рис. 18).
Положительно заряженные ионы притягиваются катодом. Поэтому их называют катионами.
Отрицательно заряженные ионы притягиваются анодом, поэтому их называют анионами.
Соли и щелочи при плавлении также делятся на ионы за счет усиления колебательных движений частиц, приводящих к ослаблению связей между ними.
Кислоты представляют собой сильно поляризованные молекулы и при растворении в воде тоже распадаются на ионы, но этот процесс происходит у них иначе, чем у солей и щелочей:
При растворении хлорида водорода в воде атом водорода отдает электрон и переходит в молекулу воды. В результате образуется ион хлора с одним лишним электроном и ион Н30+ (гидроксония) с одним присоединенным протоном (ядро атома водорода). Следовательно, при растворении в воде НС1, и других кислот образуется ион (гидроксоний). Ион гидроксония образует ионы воды и водорода:
Изучая донорно-акцепторную связь, вы узнали, что — вещество, образованное посредством донорно-акцепторной связи.
Уравнение диссоциации кислот обычно записывают в более кратком виде.
Элементы знаний, умений и навыков: элекролитическая диссоциация, теория электролитической диссоциации, катионы, анионы, ионы, ионная кристаллическая решетка, гидроксоний.
Диссоциация кислот, щелочей и солей
При диссоциации каких веществ образуются только ионы водорода?
Кислоты
Все кислоты, растворимые в воде, диссоциируют. При их диссоциации образуются ионы водорода и кислотный остаток:
Диссоциация многоосновных кислот протекает в несколько этапов:
Общие свойства кислот — кислый вкус, изменение цвета индикатора, способность вступать в реакцию с основаниями, основными оксидами и солями — объясняются образованием ионов водорода при их диссоциации. Исходя из этого можно дать следующее определение кислотам.
— Кислотами называются сложные вещества, при диссоциации которых в качестве катиона образуются только ионы водорода.
Основания
При диссоциации всех водорастворимых оснований выделяются катионы металла (ион гидроксида аммония ) и анионы гидроксида ():
Все свойства, присущие водорастворимым основаниям — изменение цвета индикатора, способность вступать в реакцию с кислотами, кислотными оксидами и солями,— зависят от ионов , образующихся при их диссоциации.
— Основаниями называются сложные вещества, при диссоциации которых в качестве аниона образуются только ионы гидроксида ().
Соли
При диссоциации солей образуются катионы металла (в аммониевых солях катион ) и анионы кислотного остатка:
Кислые соли диссоциируют, помимо ионов металла, на ионы водорода:
При диссоциации солей не образуются общие для всех солей ионы, поэтому они не имеют общих свойств.
— Солями называются сложные вещества, при диссоциации которых наряду с катионами металла образуются анионы кислотного остатка (а в кислых солях и катионы водорода).
Элементы знаний, умений и навыков: кислоты, щелочи и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Многостадийная диссоциация.
Сильные и слабые электролиты
Почему уксусная кислота считается слабым электролитом?
— Отношение числа диссоциированных молекул к исходному числу растворенных молекул называется степенью диссоциации электролита, которая обозначается буквой а:
Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах.
Если степень диссоциации равна 0,5, то это значит, что каждая из двух молекул распалась на ионы. Если а — 1, то на ионы распались все молекулы. При выражении степени диссоциации в процентах ее значение определяется так: если из ста молекул распались на ионы 85, то а будет равна 85%. Степень диссоциации зависит от природы растворенного электролита и растворителя, концентрации раствора, температуры среды. Поэтому вместе со степенью диссоциации указываются концентрация раствора и температура. Например, степень диссоциации 0,05 М серной кислоты при 18°С составляет 58 %.
— Электролиты с относительно высокой степенью диссоциации называются сильными.
Они практически полностью диссоциируют в растворах любой концентрации. Большинство солей (), кислот () и щелочей () считаются сильными электролитами.
— Электролиты, степень диссоциации которых низка даже в разбавленных растворах, называются слабыми.
Все органические и некоторые неорганические кислоты (H2C03, НС10, H,S, HN02, H2C03, H2Si03, НС102 и др.), гидроксид аммония, нерастворимые гидроксиды металлов, вода считаются слабыми электролитами.
Таблица 19
На основе общих формул кислородсодержащих кислот можно определить их характер. При n
При копировании любых материалов с сайта evkova.org обязательна активная ссылка на сайт www.evkova.org
Сайт создан коллективом преподавателей на некоммерческой основе для дополнительного образования молодежи
Сайт пишется, поддерживается и управляется коллективом преподавателей
Whatsapp и логотип whatsapp являются товарными знаками корпорации WhatsApp LLC.
Cайт носит информационный характер и ни при каких условиях не является публичной офертой, которая определяется положениями статьи 437 Гражданского кодекса РФ. Анна Евкова не оказывает никаких услуг.
http://online-otvet.ru/himia/5cea886f96f4e19a2925dafd
http://www.evkova.org/teoriya-elektroliticheskoj-dissotsiatsii-v-himii