Уравнения с участием электролитов это

Растворы электролитов

Электролиты

При растворении в воде некоторые вещества имеют способность проводить электрический ток.

Те соединения, водные растворы которых способны проводить электрический ток называются электролитами.

Электролиты проводят ток за счет так называемой ионной проводимости, которой обладают многие соединения с ионным строением (соли, кислоты, основания).

Вещества, имеющие сильнополярные связи, но в растворе при этом подвергаются неполной ионизации (например, хлорид ртути II) являются слабыми электролитами.

Многие органические соединения (углеводы, спирты), растворенные воде, не распадаются на ионы, а сохраняют свое молекулярное строение. Такие вещества электрический ток не проводят и называются неэлектролитами.

Приведем некоторые закономерности, руководствуясь которыми можно определить относятся вещества к сильным или слабым электролитам:

Кислоты. К сильным кислотам из наиболее распространенных относятся HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄. Все они являются сильными электролитами. Почти все остальные кислоты, в том числе и органические являются слабыми электролитами.
Основания. Наиболее распространенные сильные основания – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (исключая Be) относятся к сильным электролитам. Слабый электролит – NH₃.
Соли. Большинство распространенных солей – ионных соединений — сильные электролиты. Исключения составляют, в основном, соли тяжелых металлов.

Теория электролитической диссоциации

Электролиты, как сильные, так и слабые и даже очень сильно разбавленные не подчиняются закону Рауля и принципу Вант-Гоффа.

Имея способность к электропроводности, значения давления пара растворителя и температуры плавления растворов электролитов будут более низкими, а температуры кипения более высокими по сравнению с аналогичными значениями чистого растворителя. В 1887 г С. Аррениус, изучая эти отклонения, пришел к созданию теории электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация предполагает, что молекулы электролита в растворе распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы, которые названы соответственно катионами и анионами.

Сущность теории электролитической диссоциации

В растворах электролиты распадаются на ионы, т.е. диссоциируют. Чем более разбавлен раствор электролита, тем больше его степень диссоциации.
Диссоциация — явление обратимое и равновесное.
Молекулы растворителя бесконечно слабо взаимодействуют (т.е. растворы близки к идеальным).

Степень диссоциации электролита зависит от:

природы самого электролита
природы растворителя
концентрации электролита
температуры.

Степень диссоциации

Степень диссоциации α, показывает какое число молекул n распалось на ионы, по сравнению с общим числом растворенных молекул N:

Степень диссоциации равна 0 α = 0 означает, что диссоциация отсутствует.

При полной диссоциации электролита степень диссоциации равна 1 α = 1.

С точки зрения степени диссоциации, по силе электролиты делятся на:

сильные (α > 0,7),

средней силы ( 0,3 > α > 0,7),

слабые (α — + bB +

K = [A — ] a ·[B + ] b /[A_a B_b]

Для слабых электролитов концентрация каждого иона равна произведению степени диссоциации α на общую концентрацию электролита С.

Таким образом, выражение для константы диссоциации можно преобразовать:

K = α 2 C/(1-α)

Для разбавленных растворов (1-α) =1, тогда

K = α 2 C

Отсюда нетрудно найти степень диссоциации

α = (K/C) 1/2

Ионно–молекулярные уравнения

Как составить полное и сокращенное ионные уравнения

Рассмотрим несколько примеров реакций, для которых составим молекулярное, полное и сокращенное ионное уравнения.

1) Пример нейтрализации сильной кислоты сильным основанием

1. Процесс представлен в виде молекулярного уравнения.

HCl + NaOH = NaCl + HOH

2. Представим процесс в виде полного ионного уравнения. Т.е. запишем в ионном виде все соединения — электролиты, которые в растворе полностью ионизированы.

H + + Cl — +Na + + OH — = Na + + Cl — + HOH

3. После «сокращения» одинаковых ионов в левой и правой частях уравнения получаем сокращенное ионное уравнение:

H + + OH — = HOH

Мы видим, что процесс нейтрализации сводится к соединению H + и OH — и образованию воды.

При составлении ионных уравнений следует помнить, что в ионном виде записываются только сильные электролиты. Слабые электролиты, твердые вещества и газы записываются в их молекулярном виде.

2) Пример реакции осаждения

Смешаем водные растворы AgNO₃ и HI:

Молекулярное уравнение	AgNO₃ + HI →AgI↓ + HNO₃
Полное ионное уравнение	Ag + + NO₃ — + H + + I — →AgI↓ + H + + NO₃ —
Сокращенное ионное уравнение	Ag + + I — →AgI↓

Процесс осаждения сводится к взаимодействию только Ag + и I — и образованию нерастворимого в воде AgI.

Чтобы узнать способно ли интересующее нас вещество растворяться в воде, необходимо воспользоваться таблицей растворимости кислот, солей и оснований в воде. В приведенной таблице также указан цвет образуемого осадка, сила кислот и оснований и способность анионов к гидролизу.

Пример образования летучего соединения

Рассмотрим третий тип реакций, в результате которой образуется летучее соединение. Это реакции взаимодействия карбонатов, сульфитов или сульфидов с кислотами. Например,

Молекулярное уравнение	Na₂SO₃ + 2HI → 2NaI + SO₂↑ + H₂O
Полное ионное уравнение	2Na + + SO₃ 2- + 2H + + 2I — → 2Na + + 2I — + SO₂↑ + H₂O
Сокращенное ионное уравнение	SO₃ 2- + 2H + → SO₂↑ + H₂O

Отсутствие взаимодействия между растворами веществ

При смешении некоторых растворов ионных соединений, взаимодействия между ними может и не происходить, например

Молекулярное уравнение	CaCl₂ + 2NaI = 2NaCl +CaI₂
Полное ионное уравнение	Ca 2+ + Cl — + 2Na + + I — = 2Na + + Cl — + Ca 2+ + 2I —
Сокращенное ионное уравнение	отсутствует

Условия протекания реакции (химического превращения)

Итак, подводя итог, отметим, что химические превращения наблюдаются в случаях, если соблюдается одно из следующих условий:

Образование неэлектролита. В качестве неэлектролита может выступать вода.
Образование осадка.
Выделение газа.
Образование слабого электролита, например уксусной кислоты.
Перенос одного или нескольких электронов. Это реализуется в окислительно – восстановительных реакциях.
Образование или разрыв одной или нескольких ковалентных связей.

Реакции обмена в водных растворах электролитов. Ионные реакции и уравнения

Так как молекулы электролитов в растворах распадаются на ионы, то и реакции в растворах электролитов происходят между ионами.

Реакции, протекающие между ионами, называются ионными реакциями.

С участием ионов могут протекать как обменные, так и окислительно-восстановительные реакции. Рассмотрим реакции ионного обмена, например взаимодействие между растворами двух солей:

Это уравнение является молекулярным уравнением, так как формулы всех веществ записаны в виде молекул. Исходные вещества Na₂SО₄ и ВаCl₂ являются сильными электролитами, т. е. в растворе находятся в виде ионов. Сульфат бария — нерастворимая соль, которая выпадает в осадок, следовательно, ионы Ва 2+ и SО₄ 2- уходят из раствора. Хлорид натрия NaCl — растворимая соль, сильный электролит, в растворе находится в виде ионов (Na + + Сl — ). Таким образом, с учетом диссоциации сильных электролитов уравнение реакции можно записать так:

Такое уравнение называется полным ионным уравнением.

Результат взаимодействия хлорида бария с сульфатом натрия

Ионы Na + и Cl — имеются и в левой, и в правой частях уравнения, т. е. эти ионы в реакции участия не принимают, их можно исключить из уравнения:

Полученное уравнение называется сокращенным ионным уравнением. Оно показывает, что в ходе данной реакции происходит связывание ионов SO₄ 2- , которые находились в растворе NaSО₄, и ионов Ва 2+ , которые находились в растворе ВаCl₂, и в результате образовалась нерастворимая соль BaSО₄.

Сокращенное ионное уравнение (3) выражает сущность не только реакции (1). Напишем уравнения нескольких реакций:

Как видим, сущность реакций (4) и (5), как и реакции (1), заключается в связывании ионов SO₄ 2- и Ва 2+ с образованием нерастворимой соли BaSО₄.

В ионных уравнениях формулы веществ записывают в виде ионов или в виде молекул.

В виде ионов записывают формулы:

В виде молекул записывают формулы:

— малорастворимых солей(↓) AgCl, BaSO₄, СаСО₃, FeS и др.;

Большая часть молекул слабых электролитов в растворе не диссоциирует на ионы.

В виде молекул также записывают:

В уравнениях реакций ставят знак ↓, если среди продуктов реакции есть осадок — нерастворимые или малорастворимые вещества. Знак ↑ показывает газообразные и летучие соединения.

Реакции обмена в водных растворах электролитов могут быть:

1) практически необратимыми, т. е. протекать до конца;

2) обратимыми, т. е. протекать одновременно в двух противоположных направлениях.

1) Реакции обмена между сильными электролитами в растворах протекают до конца, или практически необратимы, когда ионы соединяются друг с другом и образуют:

а) малорастворимые вещества;

б) малодиссоциирующие вещества — слабые электролиты;

в) газообразные или летучие вещества.

Рассмотрим эти случаи.

а) Реакции с образованием малорастворимых веществ, выпадающих в осадок (↓).

Составим молекулярное и ионное уравнения реакции между нитратом серебра (I) AgNO₃ и хлоридом натрия NaCl:

Эта реакция обмена необратима, потому что один из продуктов уходит из сферы реакции в виде нерастворимого вещества.

б) Реакции, идущие с образованием малодиссоциирующих веществ (слабых электролитов).

Составим молекулярное и ионное уравнения реакции нейтрализации между растворами гидроксида натрия NaOH и серной кислоты H₂SO₄:

или, сокращая коэффициенты, получим: ОН — + Н + = Н₂О.

В результате реакции нейтрализации ионы водорода Н + и гидроксид-ионы ОН — образуют малодиссоциирующие молекулы воды. Процесс нейтрализации идет до конца, т. е. эта реакция необратима.

в) Реакции, протекающие с образованием газообразных веществ.

Составим молекулярное и ионное уравнения реакции между растворами гидроксида кальция и хлорида аммония NH₄Cl:

Эта реакция обмена необратима, потому что образуются газ аммиак NH₃ и малодиссоциирующее вещество вода.

2) Если среди исходных веществ имеются слабые электролиты или малорастворимые вещества, то такие реакции являются обратимыми, т. е. до конца не протекают. Например:

Если исходными веществами реакций обмена являются сильные электролиты, которые при взаимодействии не образуют малорастворимых или малодиссоциирующих веществ, то такие реакции не протекают. При смешивании их растворов образуется смесь ионов, которые не соединяются друг с другом. Например:

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.

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

источники:

http://al-himik.ru/reakcii-obmena-v-vodnyh-rastvorah-jelektrolitov-ionnye-reakcii-i-uravnenija/

http://studarium.ru/article/159