Меню Рубрики

Ионные уравнения с точки зрения электролитической диссоциации

Объясните с точки зрения теории электролитической диссоциации сущность химических реакций, протекающих в водной среде.

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций — ионными уравнениями.

Ионные реакции в водных растворах могут протекать необратимо и обратимо.

Если в результате реакции в растворах электролитов протекает с образованием нерастворимого или газообразного, или малодиссоциирующего вещества, то такая реакция протекает необратимо.
Например, реакция между хлоридом бария и сульфатом калия протекает необратимо, т. к. образуется нерастворимый сульфат бария:

Молекулярное уравнение:
BaCl2 + K2SO4 → BaSO4↓ + 2KCl
Краткое ионное уравнение:
Ba 2+ + SO4 2- → BaSO4

Сокращенное ионное уравнение показывает, что реакция свелась к взаимодействию ионов Ba 2+ и SO4 2- , в результате которого образовалось вещество BaSO4 — слабый электролит. При этом неважно, в состав каких веществ входили эти ионы до их взаимодействия, например, это могли быть соли Ba(NO3)2 и Na2SO4. Краткие ионные реакции, в необратимых реакциях, проще уравнений реакций, записанных в молекулярной форме, и имеют более общий характер.

Если в результате реакции не образуются слабые электролиты, то такая реакция всегда протекает обратимо, т. е. в растворе образуется смесь ионов.
Например реакция между хлоридом натрия и перхлоратом калия:

Молекулярное уравнение:
NaCl + KClO4 ⇄ NaClO4 + KCl
Краткое ионное уравнение:
Na + + Cl — + K + + ClO4 — ⇄ Na + + ClO4 — + K + + Cl —

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами . Они называются ионными реакциями , а уравнения этих реакций — ионными уравнениями . Они проще уравнений реакций , записанных в молекулярной форме , и имеют более общий характер .

При составлен ии ио нных уравнений реакций следует руководство­ваться тем , что вещества малодиссоциированные , малорастворимые ( выпадающие в осадок ) и газообразные записываются в молекулярной форме . Знак ↓ , стоящий при формуле вещества , обозначает , что это вещество уходит из сферы реакции в виде осадка , знак ↑ обозначает , что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа . Сильные электролиты , как полностью диссоциированные , записывают в виде ионов . Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части .

Для закрепления этих положений рассмотрим два примера .

Пример 1 . Напишите уравнения реакций между растворами хлорида железа ( III ) и гидроксида натрия в молекулярной и ионной формах.

Разобьем решение задачи на четыре этапа .

1. Запишем уравнение реакции в молекулярной форме :

FeCl + 3 NaOH = Fe ( OH )3 + 3 NaCl

2. Перепишем это уравнение , изобразив хорошо диссоциирующие вещества в виде молекул :

Fe З + + 3 Cl — + 3 N а + + 3ОН — = F е ( ОН )3↓ + 3 N а + + 3 Cl —

Это ионное уравнение реакции .

3. Исключим из обеих частей ионного уравнения одинаков ые ио ны , т . е . ионы , не участвующие в реакции ( они подчеркнуты ):

4. Запишем уравнение реакции в окончательном виде :

Fe 3+ + 3ОН — = Fe ( OH )3

Это сокращенн ое ио нное уравнение реакции . Как видно из этого уравнения , сущность реакции сводится к взаимодействию ионов Fe 3+ и О Н — , в результате чего образуется осадок F е ( ОН ) 3 . При этом вовсе не имеет значения , в состав каких электролитов входили эти ионы до их взаимодействия .

Пример 2. Напишите уравнения реакций между растворами хлорида калия и нитрата натрия.

Так как продукты взаимодействия хорошо растворимы в воде и не уходят из сферы реакции , то данная реакция обратима .

Как и в примере 1, записываем по этапам :

KNO3 + NaCl

  • K + +Cl — +Na + +NO — 3K + +NO — 3+Na + +Cl —
  • Уравнения для следующих этапов написать нельзя , так как с точки зрения теории электролитической диссоциации реакция не происходит . Однако если выпаривать этот раствор , то будут возникать новые химические связи между ионами и получится смесь четырех солей : КС l , N а N О3 , Na С l , К NO 3 .

    Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции , протекающие в растворах между электролитами . Если при таких реак­циях не происходит изменения зарядов ионов ( не изменяется степень окисления ), то они называются ионообменными .

    Теория электрической диссоциации

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

    Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблукови В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.

    Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс .

    Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.

    Основные положения ТЭД (Теории электролитической диссоциации):

    Молекулы распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (простые и сложные).

    Под действием электрического тока катионы (положительно заряженные ионы движутся к катоду(-), а анионы (отрицательно заряженные ионы) к аноду(+)

    Степень диссоциации зависит от природы вещества и растворителя, концентрации, температуры.

    Если степень диссоциации зависит от природы вещества, то можно судить, что существует разграничение между определёнными группами веществ.

    Большая степень диссоциации присуща сильным электролитам (большинству оснований, солям, многим кислотам). Стоит учесть, что распад на ионы – обратимая реакция. Так же стоит сказать, что в данной теме не будут разобраны примеры диссоциации двойных и основных солей, их диссоциация описана в теме “соли”.
    Примеры сильных электролитов:
    NaOH, K2SO4, HClO4
    Уравнения диссоциации:
    NaOH⇄Na + +OH —

    Количественной характеристикой силы электролитов является степень диссоциации (α) – отношение молярной концентрации продиссоциировавшего электролита к его общей молярной концентрации в растворе.

    Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах. Интервал значений – от 0 до 100%.

    α = 0% относится к неэлектролитам (диссоциация отсутствует)

    У каждой ступени диссоциации своя степень диссоциации.
    Например, диссоциация солей CuCl2, HgCl2:
    CuCl2⇄Cu 2+ +2Cl — диссоциация протекает полностью

    А в случае с хлоридом ртути диссоциация идёт неполностью и то не до конца.

    Возвращаясь же к раствору серной кислоты, стоит сказать, что степень диссоциации обеих ступеней разбавленной кислоты гораздо больше, чем у концентрированной. При диссоциации концентрированного раствора очень много молекул вещества и большая концентрация гидроанионов HSO4 — .

    У многоосновных кислот и многокислотных оснований диссоциация идёт в несколько ступеней (в зависимости от основности).

    Перечислим сильные и слабые кислоты и приступим к уравнениям ионного обмена:
    Сильные кислоты ( HCl, HBr, HI, HClO3, HBrO3, HIO3, HClO4, H2SO4, H2SeO4,HNO3, HMnO4, H2Cr2O7)

    Химические реакции в растворах и расплавах электролитов протекают с участием ионов. В таких реакциях степени окисления элементов не изменяются, и сами реакции называются реакциями ионного обмена.

    Реакции ионного обмена будут протекать до конца (необратимо) , если образуются малорастворимые или практически нерастворимые вещества (они выпадают в осадок), летучие вещества (выделяются в виде газов) или слабые электролиты (например, вода).

    Реакции ионного обмена принято писать в три стадии:
    1. Молекулярное уравнение
    2. Полное ионное уравнение
    3. Сокращенное ионное уравнение
    При написании обязательно указывать осадки и газы, а так же руководствоваться таблицей растворимости.

    Реакции, где все реагенты и продукты получились растворимые в воде, не протекают.

    Сокращённое ионное уравнение получается с помощью вычёркивания одинаковых ионов из обеих частей полного ионного уравнения.

    Если реакция ионного обмена идёт между двумя солями с образованием осадка, то следует брать два хорошо растворимых реагента. То есть, реакция ионного обмена пойдёт если растворимость реагентов будет выше, чем у одного из продуктов.

    Иногда при написании реакций ионного обмена пропускают полное ионное уравнение и сразу пишут сокращенное.

    Для получения осадка малорастворимого вещества всегда надо выбирать хорошо растворимые реагенты в их концентрированных растворах.
    Например:
    2KF+FeCl2→FeF2↓+2KCl

    Данные правила подбора реагентов для осаждения продуктов справедливы только для солей.

    18.Характеристики кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Амфотерность гидроксидов.

    Диссоциация оснований. Согласно теории электролитической диссоциации, основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов – гидроксид-ионы OH  : NaOH  Na + + OH  ; Ca(OH)2  CaOH + + OH  ; CaOH +  Ca 2+ + OH  .

    Ступенчатость диссоциации обусловливает возможность образования основных и кислых (см. ниже) солей.

    Диссоциация кислот. Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов – катионы водорода H + . HCl  H + + Cl  ; HNO3  H + + NO3  ; H2SO4  H + + HSO4  — ; HSO4   H + + SO4 2  ; H3PO4  H + + H2PO4  ; H2PO4   H + + HPO4 2  ; HPO4 2   H + + PO4 3  .

    Диссоциация амфотерных гидроксидов. Амфотерные гидроксиды дис-социируют в водном растворе как по типу кислоты, так и по типу основания. При их диссоциации одновременно образуются катионы H + и гидроксид-анионы OH  : H + + MeO  ⇄ MeOH ⇄ Me + + OH  .

    К ним относятся гидроксиды цинка Zn(OH)2, алюминия Al(OH)3, хрома Cr(OH)3, свинца Pb(OH)2 и др.

    1. Средние соли – это электролиты, при диссоциации которых в водных растворах образуются катионы металла и анионы кислотного остатка. Напри-мер, Na2SO42 Na + + SO4 2  ; Ca3(PO)43 Ca 2+ + 2 PO4 3  .

    Читайте также:  Доступность для инвалидов по зрению библиотек

    2.Кислые соли при растворении в воде образуют катион металла и сложный анион из атомов водорода и кислотного остатка: KHSO3  K + + HSO3  ( = 1).

    Сложный анион диссоциирует частично: HSO3  ⇄ H + + SO3 2  (  : Al(OH)2Cl  Al(OH)2 + + Cl  ( = 1).

    Сложный катион диссоциирует частично: Al(OH)2 + ⇄ AlOH 2+ + OH  ( 2+ ⇄ Al 3+ + OH  ( + + Al 3+ + 2 SO4 2  ;

    Сложные соли диссоциируют на катион металла и анионы кислотных остатков. Например, ZnClNO3  Zn 2+ + Cl  + NO3  ;

    19. Окислительно-восстановительные реакции (овр). Степень окисления атомов Основные окислители и восстановители. Составление уравнений овр методами электронного и электронно-ионного баланса.

    ОВР-реакции, протекающие с изменением степени окисления.

    Окисление – это процесс отдачи электронов при этом происходит понижение степени окисления.

    Восстановление – это процесс присоединения электронов, при этом происходит понижение степени окисления.

    Реакции, в кот. ок-ль. и восст-ль предс. собой различные ве-ва наз. межмолеклярными. Если ок-ль и восс-ль атомы одной молекулы — внутримолекулярные.

    Под степенью окисления (окислительным числом) понимают условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что в молекуле все связи ионные. Степень окисления указывает, сколько электронов оттянуто от атома (положительная степень окисления) или притянуто к нему от другого атома (отрицательная степень окисления). Мера удаления или приближения электронов к атому в степени окисления не отражена.Восстановители

    а) Металлы как простые вещества: K 0 , Na 0 , Ca 0 , Al 0 и др.

    б) Простые анионы неметаллов: S 2  , Cl  , J  , Br  , Se 2  и др.

    в) Сложные анионы и молекулы, содержащие электроположитель-ные элементы в промежуточной степени окисления: S +4 O3 2  , N +3 O2  , As +3 O3 3  , Cr +3 O2  , [Fe +2 (CN)6] 4  , C +2 O, N +2 O, S +4 O2 и др.

    г) Простые катионы в низшей степени окисления: Fe 2+ , Sn 2+ , Cr 3+ , Cu + , Mn 2+ , As 3+ и др.

    д) Некоторые простые вещества:

    е) Катод при электролизе.

    а) Неметаллы как простые вещества с большой электроотрицательностью: F2, O2, Cl2 и др.

    б) Простые катионы в высокой степени окисления: Sn 4+ , Fe 3+ , Cu 2+ и др., а также H + .

    г) Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы неметаллов в положительной степени окисления: H2S +6 O4, S +6 O3, HOCl +1 , HCl +5 O3,

    д) Анод при электролизе.

    В соединениях, когда атомы находятся в промежуточной степени окисления, последние могут проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства (окислительно-восстановительная двойствен-ность):

    Применяют два метода составления уравнений реакций окисления-восстановления:

    Лекция 9. Свойства растворов электролитов(4 часа).

    1. Электролитическая диссоциация С. Аррениуса. Степень и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

    2. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.

    3. Диссоциация кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации Аррениуса.

    4. Ионные уравнения реакций. Гидролиз солей.

    5. Теория растворов сильных электролитов.

    9.1 Электролитическая диссоциация. Степень и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

    Электролитами являются растворы кислот, оснований и солей. В воде эти вещества распадаются на ионы под действием полярных молекул воды.

    Количественно способность к диссоциации характеризуется степенью и константой диссоциации.

    Степень диссоциации (α) это частное от деления числа молекул, распавшихся на ионы на общее число молекул: α = n/N, где n –число молекул, распавшихся на ионы, а N – общее число молекул. Степень диссоциации измеряется в процентах и в долях единицы и может меняться от нуля до 100% и от нуля до единицы. Если α > 30% — электролит сильный, α

    Константа диссоциации связана со степенью диссоциации:

    Это закон разбавления Оствальда. Чем больше концентрация, тем меньше степень диссоциации: α 2 = Kd/C.

    9.2 Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.

    Вода является слабым электролитом. Диссоциация воды протекает по уравнению: H2O ↔ H + + OH — и характеризуется константой диссоциации:

    Kd = [H + ]∙[OH — ] / [H2O] = 1,810 -16 ,

    [H2O] = 1000/18 = 55,56 моль/л – концентрация воды в 1 литре, (Mr =18г/моль – молярная масса воды).

    Ионное произведение воды Kw = [H + ]∙[OH — ]= 1,8∙10 -16 ∙55,56 =10 -14 (при 22 0 С).

    В чистой воде концентрация катионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов [H + ] = [OH — ] = 10 -7 моль/л.

    Если концентрация катионов водорода больше, чем 10 -7 моль/л, то раствор имеет кислую среду, а если меньше 10 -7 моль/л, то раствор имеет щелочную среду.

    Для удобства обозначения реакции среды вводятся водородный и гидроксильный показатели: pH = — ℓg [H + ] и pOH = — ℓg [OH — ],

    PH 7 – среда щелочная.

    pH = 7 – среда нейтральная.

    9.3 Диссоциация кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации Аррениуса.

    Кислота — это электролит, при диссоциации которого в растворе появляется катион водорода. Так, например: азотная кислота является сильным электролитом и диссоциирует по схеме

    а азотистая кислота электролит слабый и в растворе этой кислоты в равновесии находятся ионы и молекулы

    Многоосновные кислоты являются слабыми электролитами и диссоциируют ступенчато, например:

    H2PO4 — ↔ H + + HPO4 2- — вторая ступень диссоциации,

    HPO4 2- ↔ H + + PO4 3- — третья ступень диссоциации.

    Основания — это электролиты, в растворе которых имеются гидроксид ионы.

    Они могут быть сильными и слабыми электролитами. Основания сильные электролиты образованы щелочными, щелочноземельными элементами и таллием(I). Их называют щелочами, они растворяются в воде. В водных растворах полностью диссоциируют на ионы, например:

    Все остальные основания в воде не растворимы (кроме NH4OH) и являются слабыми электролитами, в растворе которых в равновесии находятся молекулы и ионы, например:

    FeOH + ↔ Fe 2+ + OH —

    Соли являются сильными электролитами, если растворимы в воде. Они диссоциируют на катионы металла и кислотный остаток, например:

    9.4 Ионные уравнения реакций. Гидролиз солей.

    Реакции между ионами доходят до конца, если образуются слабые электролиты, газообразные вещества или выпадают осадки (правило Бертолле), например:

    HCl + NaOH = NaCl + H2O

    H + + OH — = H2O (вода слабый электролит),

    Pb 2+ + SO4 2- = PbSO4↓(образуется осадок PbSO4).

    Гидролиз солей это реакция обратная реакции нейтрализации. Нейтрализация сильного основания сильной кислотой доходит до конца, т.к. образуется единственный слабый электролит вода. Нейтрализация слабого основания сильной кислотой (или наоборот) до конца не доходит, т.к. и слева и справа есть слабые электролиты. Следовательно, гидролизу подвергаются соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, слабым основанием и сильной кислотой, а также слабым основанием и слабой кислотой. В последнем случае гидролиз может доходит до конца, но может и не доходить. Результатом гидролиза может быть изменение реакции среды.

    Гидролиз – разложение солей водой или разложение воды солями. Его можно рассмотреть на примерах взаимодействия солей карбоната натрия, сульфата железа (II) и сульфида алюминия водой.

    1. Na2CO3 – соль образована сильным основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу, гидролиз до конца не доходит, реакция среды щелочная (pH > 7).

    Na2CO3 + H2O ↔ NaHCO3 + NaOH – молекулярное уравнение

    CO3 2- + H2O ↔ HCO3 — + OH — — ионное уравнение

    2. FeSO4 — cоль образована слабым основанием и сильной кислотой, гидролизу подвергается, до конца гидролиз не доходит, реакция среды кислая (pH 2+ + H2O ↔ FeOH + + H + — ионное уравнение

    3. Al2S3 – соль образована слабым основанием и слабой кислотой, гидролизу подвергается, гидролиз доходит до конца, а реакция среды зависит от соотношения силы, образующихся кислоты и основания.

    2Al 3+ + 3S 2- + 6H2O→ 2Al(OH)3 + 3H2S — ионное уравнение.

    9.5 Теория растворов сильных электролитов.

    Сильные электролиты полностью распадаются на ионы в водных растворах. Но данные по электропроводности в растворах не соответствуют степени диссоциации, равной единице. Для растворов сильных электролитов вводится понятие кажущаяся степень диссоциации. Объясняется это тем, что в растворах сильных электролитов наблюдается межионное взаимодействие, особенно при больших концентрациях растворов. По этой причине вводится активность (a) ионов (a = C·f, где C –аналитическая концентрация, а f – коэффициент активности), т.к. часть ионов задействована в ионные двойники и тройники и, таким образом, не проявляет себя. Активная концентрация (a) это действующая концентрация ионов.

    Межинное взаимодействие (взаимодействие ионов через молекулы воды, окружающие ионы) учитывается ионной силой раствора (μ).

    μ = ½ Σ Ci∙ Zi 2 , где Ci – аналитическая концентрация ионов, а Zi – заряд ионов.

    Ионная сила позволяет рассчитать коэффициент активности (для μ 2 μ 1/2 .

    Дата добавления: 2017-12-05 ; просмотров: 142 ;

    1.7. Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена

    Электролитическая диссоциация – это процесс распада молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя.

    Электролиты – это вещества, расплавы или водные растворы которых проводят электрический ток. К ним относятся растворы кислот, расплавы и растворы щелочей и солей. Неэлектролиты – это вещества, которые не проводят электрический ток. К ним относятся многие органические вещества.

    Электролиты, которые практически полностью диссоциируют на ионы, называются сильными; электролиты, которые частично диссоциируют на ионы, называются слабыми. Для количественной оценки полноты диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул, находящихся в растворе.

    Обычно степень диссоциации (α) выражают в долях единицы или %:

    , (12)

    где n – число частиц, подвергшихся электролитической диссоциации;

    n – общее число частиц в растворе.

    Сильные электролиты диссоциируют на ионы практически нацело (т.е. процесс диссоциации является необратимым) и одностадийно:

    Слабые электролиты диссоциируют частично (т.е. процесс диссоциации является обратимым) и ступенчато. Например, для многоосновных кислот на каждой стадии происходит отрыв одного иона водорода:

    Таким образом, число стадий многоосновных кислот определяется основностью кислоты (числом ионов водорода), а число стадий многокислотных оснований будет определяться кислотностью основания (или числом гидроксильных групп): NH4OH NH4+ + OH . Процесс электролитической диссоциации завершается установлением в системе состояния химического равновесия, которое характеризуется константой равновесия:

    Читайте также:  Различные точки зрения на определение финансового

    Константа равновесия процесса электролитической диссоциации называется константой диссоциации – КД. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя, температуры, но не зависит от концентрации электролита.

    Между КД и α существует количественная связь:

    (13)

    Соотношение (13) называют законом разбавления Оствальда: степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.

    Вода является слабым электролитом, поэтому диссоциирует обратимо:

    Константа диссоциации воды:

    Степень диссоциации воды очень мала (это очень слабый электролит). Так как вода присутствует в большом избытке, то ее концентрация может считаться величиной постоянной и составляет , тогда

    Так как в воде концентрации катионов водорода и гидроксид-ионов равны, то: [H + ] = [OH ] = .

    Растворение в воде других веществ (кислот, оснований, солей) изменяет концентрацию ионов Н + или ОН , а их произведение всегда остается постоянным и равным 10 -14 при Т=25 0 С. Концентрация ионов Н + может служить мерой кислотности или щелочности раствора. Обычно для этой цели используется водородный показатель: pH = —lg[H + ]. Таким образом, водородный показатель – это десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком.

    В зависимости от концентрации ионов водорода различают три среды.

    В нейтральной среде [H + ] = [OH ]= 10 -7 моль/л, рН= – lg 10 -7 = 7. Эта среда характерна как для чистой воды, так и для нейтральных растворов. В кислых растворах [H + ] > 10 -7 моль/л, рН + ] ] и [H + ] -7 моль/л, следовательно, рН > 7. Пределы изменения рН: 7 + или ОН . Это приводит к смещению ионного равновесия воды и в зависимости от природы соли сообщает раствору кислую или щелочную среду (см. примеры решения задач).

    С точки зрения теории электролитической диссоциации все общие свойства кислот, независимо от их состава, обусловлены наличием в их растворах избытка ионов водорода, а общие свойства оснований, независимо от их состава, — наличием в их водных растворах избытка гидроксид-ионов. В этом легко убедиться, записав сокращенные ионные уравнения реакций с участием различных кислот и оснований (табл. 11.3).

    Электролит Молекулярное уравнение реакции Сокращенное уравнение реакции
    Кислота 2HBr + Fe = FeBr 2 + H 2 ↑
    HCl + NaOH = NaCl + H 2 O
    HI + NaHCO 3 = NaI + CO 2 ↑ + H 2 O
    2HNO 3 + ZnO = Zn(NO 3 ) 2 + H 2 O
    2H + + Fe = Fe 2+ + H 2 ↑
    H + + OH − = H 2 O
    H + + HCO 3 − = H 2 O + CO 2 ↑
    2H + + ZnO = Zn 2+ + H 2 O
    Основание 2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
    Ba(OH) 2 + FeCl 2 = Fe(OH) 2 ↓ + BaCl 2
    2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O
    OH − + H + = H 2 O
    2OH − + Fe 2+ = Fe(OH) 2 ↓
    2OH − + CO 2 = H 2 O + CO 3 2 −

    Например, согласно сокращенному ионному уравнению

    взаимодействуют в растворе не только указанные в табл. 11.3 HCl и NaOH, но и все сильные кислоты (H 2 SO 4 , HBr, HI) со всеми щелочами (KOH, LiOH и т.д.).

    Или: согласно сокращенному ионному уравнению 2OH − + Fe 2+ , реагируют в растворе не только Ba(OH) 2 и FeCl 2 , но и все щелочи со всеми другими растворимыми солями железа(II).

    Ионные уравнения с точки зрения электролитической диссоциации

    87. Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации.

    Рассмотрим в свете теории электролитической диссоциации свойства веществ, которые в водных растворах проявляют свойства электролитов.

    Кислоты. Для кислот характерны следующие общие свойства:

    а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;

    б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;

    в) способность изменять цвета индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лакмуса;

    При диссоциации любой кислоты образуются иокы водорода. Поэтому все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны объяснить присутствием гидратированных ионов водорода. Это они вызывают красный цвет лакмуса, сообщают кислотам кислый вкус и т. д. С устранением ионов водорода, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

    У сильных кислот, диссоциирующих нацело, свойства кислот проявляются в большей степени, у слабых — в меньшей. Чем лучше кислота диссоциирует, т. е. чем больше ее константа диссоциации, тем она сильнее.

    Сравнивая данные, приведенные в табл. 12 и 14, можно заметить, что величины констант диссоциации кислот изменяются в очень широких пределах. В частности, константа диссоциации циановодорода много меньше, чем уксусной кислоты. И хотя обе эти кислоты — слабые, все же уксусная кислота значительно сильнее циановодорода. Величины первой и второй констант диссоциации серной кислоты показывают, что в отношении первой ступени диссоциации H2SO4 — сильная кислота, а в отношении второй — слабая. Кислоты, константы диссоциации которых лежат в интервале 10 -4 -10 -2 , иногда называют кислотами средней силы. К ним, в частности, относятся ортофосфорная и сернистая кислоты (в отношении диссоциации по первой ступени).

    Основания. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

    а) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей;

    б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лакмуса);

    в) своеобразным «мыльным» вкусом.

    Поскольку общим для всех растворов оснований является присутствие в них гидроксид-ионов, то ясно, что носителем основных свойств является гидроксид-ион. Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов.

    Сила оснований, как и сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно сильнее.

    Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. К таким гидроксидам принадлежит гидроксид цинка. При взаимодействии его, например, с соляной кислотой получается хлорид цинка

    а при взаимодействии с гидроксидом натрия — цинкат натрия;

    Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфотерными гидроксидами, или амфотерными электролитами. К таким гидроксидам кроме гидроксида цинка относятся гидроксиды алюминия, хрома и некоторые другие.

    Явление амфотерности объясняется тем, что в молекулах амфотерных электролитов прочность связи между металлом и кислородом незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Диссоциация таких молекул возможна, следовательно, по местам обеих этих связей. Если обозначить амфотерный электролит формулой ROH, то его диссоциацию можно выразить схемой:

    Таким образом, в растворе амфотериого электролита существует сложное равновесие, в котором участвуют продукты диссоциации как по типу кислоты, так и по типу основания.

    Явление амфотерности наблюдается также среди некоторых органических соединений. Важную роль оно играет в биологической химии; например, белки — амфотерные электролиты.

    Соли. Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет; поэтому соли и не обладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионов, образующих соль.

    При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного остатка, в том числе ионы H + . Например, при растворении гидрокарбоната натрия диссоциация протекает согласно следующим уравнениям:

    При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы OH — . Например, при растворении хлорида гидроксомагния диссоциация протекает согласно уравнениям:

    Таким образом, теория электролитической диссоциации объясняет общие свойства кислот присутствием в их растворах ионов водорода, а общие свойства оснований — присутствием в их растворах гидроксид-ионов. Это объяснение не является, однако, общим. Известны химические реакции, протекающие с участием кислот и оснований, к которым теория электролитической диссоциации неприменима.

    В частности, кислоты и основания могут реагировать друг с другом, не будучи диссоциированы на ноны. Так, безводный хлороводород, состоящий только из молекул, легко реагирует с безводными основаниями. Кроме того, известны вещества, не имеющие в своем составе гидроксогрупп, но проявляющие свойства основании. Например, аммиак взаимодействует с кислотами и образует соли (соли аммония), хотя в его составе нет групп ОН. Так, с хлороводородом он образует типичную соль — хлорид аммония:

    Изучение подобного рода реакций, а также реакций, протекающих в иеводных средах, привело к созданию более общих представлений о кислотах и основаниях. К важнейшим из современных теории кислот и оснований принадлежит протонная теория, выдвинутая в 1923 г.

    Согласно протонной теории, кислотой является донор протона, т. е. частица (молекула или ион), которая способна отдавать ион водорода — прогон, а основанием — акцептор протона, т. е. частица (молекула или ион), способная присоединять протон. Соотношение между кислотой и основанием определяется схемой:

    Связанные этим соотношением основание и кислота называются сопряженными. Например, HSO4 — является основанием, сопряженным кислоте H2SO4.

    Реакцию между кислотой и основанием протонная теория представляет схемой:

    Тема №33 «Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах и реакции ионного обмена.»

    Тема №33 «Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах и реакции ионного обмена.»

    Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах и реакции ионного обмена.

    Оглавление

    Электролиты и неэлектролиты

    Из уроков физики известно, что растворы од­них веществ способны проводить электрический ток, а других — нет.

    Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

    Вещества, растворы кото­рых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами. Например растворы сахара, спирта, глюкозы и некоторых других веществ не проводят элек­трический ток.

    Электролитические диссоциация и ассоциация

    Почему же растворы элек­тролитов проводят электри­ческий ток?

    Читайте также:  С точки зрения бизнеса гостиница является

    Шведский ученый С. Ар­рениус, изучая электропро­водность различных веществ, пришел в 1877 г. к выводу, что причиной электропровод­ности является наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролита в воде.

    Процесс распада электролита на ионы называ­ется электролитической диссоциацией.

    С. Аррениус, который придерживался физиче­ской теории растворов, не учитывал взаимодей­ствия электролита с водой и считал, что в раство­рах находятся свободные ионы. В отличие от него русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяков- ский применили к объяснению электролитической диссоциации химическую теорию Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита про­исходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. Они считали, что в растворах находятся не свободные, не «голые» ионы, а гидратированные, т. е. «одетые в шубку» из молекул воды.

    Молекулы воды представляют собой диполи (два полюса), так как атомы водорода расположены под углом 104,5°, благодаря чему молекула имеет угло­вую форму. Молекула воды схематически представ­лена ниже.

    Как правило, легче всего диссоциируют веще­ства с ионной связью и, соответственно, с ионной кристаллической решеткой, так как они уже состо­ят из готовых ионов. При их растворении диполи во­ды ориентируются противоположно заряженными концами вокруг положительных и отрицательных ионов электролита.

    Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В ре­зультате связь между ионами ослабевает, и про­исходит переход ионов из кристалла в раствор. Очевидно, что последовательность про­цессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей и щелочей), будет такой:

    1) ориентация молекул (диполей) воды около ио­нов кристалла;

    2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла;

    3) диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

    Упрощенно происходящие процессы можно от­разить с помощью следующего уравнения:

    Аналогично диссоциируют и электролиты, в мо­лекулах которых ковалентная связь (например, мо­лекулы хлороводорода HCl, смотри ниже); только в этом случае под влиянием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ион­ную; последовательность процессов, происходящих при этом, будет такой:

    1) ориентация молекул воды вокруг полюсов моле­кул электролита;

    2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с молекулами электролита;

    3) ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную);

    4) диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

    Схема электролитической диссоциации хлорида натрия на гидратированные ионы

    Упрощенно процесс диссоциации соляной кис­лоты можно отразить с помощью следующего урав­нения:

    Следует учитывать, что в растворах электро­литов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. Ассоциация в растворах происходит параллельно с диссоциацией, поэтому в уравнени­ях реакций ставят знак обратимости.

    Схема электролитической диссоциации полярной молекулы хлороводорода на гидратированные ионы

    Свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных. Например, негидрати­рованный ион меди Cu 2+ — белый в безводных кри­сталлах сульфата меди (II) и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т. е. связан с молекулами во­ды Cu 2+ • nH2O. Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды.

    Степень электролитической диссоциации

    В растворах электролитов наряду с ионами при­сутствуют и молекулы. Поэтому растворы электро­литов характеризуются степенью диссоциации, ко­торая обозначается греческой буквой а («альфа»).

    Степень диссоциации — это отношение числа частиц, распавшихся на ионы (Ng), к общему числу растворенных частиц (Np).

    Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях или про­центах. Если а = 0, то диссоциация отсутствует, а если а = 1, или 100 %, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты име­ют различную степень диссоциации, т. е. степень диссоциации зависит от природы электролита. Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается.

    По степени электролитической диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

    Сильные и слабые электролиты

    Сильные электролиты — это электролиты, кото­рые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов зна­чение степени диссоциации стремится к единице.

    К сильным электролитам относятся:

    1) все растворимые соли;

    2) сильные кислоты, например: H2SO4, HCl, HNO3;

    3) все щелочи, например: NaOH, KOH.

    Слабые электролиты — это такие электроли­ты, которые при растворении в воде почти не дис­социируют на ионы. У таких электролитов значе­ние степени диссоциации стремится к нулю.

    К слабым электролитам относятся:

    2) водный раствор аммиака NH3 • H2O;

    4) некоторые соли.

    Константа диссоциации

    В растворах слабых электролитов вследствие их неполной диссоциации устанавливается динамичес­кое равновесие между недиссоциированными моле­кулами и ионами. Например, для уксусной кислоты:

    Можно применить к этому равновесию закон действующих масс и записать выражение констан­ты равновесия:

    Константу равновесия, характеризующую про­цесс диссоциации слабого электролита, называют константой диссоциации.

    Константа диссоциации характеризует способ­ность электролита (кислоты, основания, воды) диссо­циировать на ионы. Чем больше константа, тем лег­че электролит распадается на ионы, следовательно, тем он сильнее. Значения констант диссоциации для слабых электролитов приводятся в справочниках.

    Основные положения теории электролитической диссоциации

    1. При растворении в воде электролиты диссо­циируют (распадаются) на положительные и отри­цательные ионы.

    Ионы — это одна из форм существования хими­ческого элемента. Например, атомы металла натрия Na 0 энергично взаимодейству­ют с водой, образуя при этом щелочь (NaOH) и водород Н2, в то время как ионы натрия Na + таких продуктов не обра­зуют. Хлор Cl2 имеет желто­зеленый цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора Cl — бесцветны, не ядовиты, лишены запаха.

    Ионы — это положительно или отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов одного или нескольких химических элементов в результате отдачи или присоединения электронов.

    В растворах ионы беспорядочно передвигаются в различных направлениях.

    По составу ионы делятся на простые — Cl — , Na + и сложные — NH4 + , SO2 — .

    2. Причиной диссоциации электролита в вод­ных растворах является его гидратация, т. е. взаи­модействие электролита с молекулами воды и раз­рыв химической связи в нем.

    В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами во­ды, ионы. Следовательно, по наличию водной обо­лочки ионы делятся на гидратированные (в раствоpax и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях).

    3. Под действием электрического тока положитель­но заряженные ионы движутся к отрицательному по­люсу источника тока — катоду и поэтому называют­ся катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу ис­точника тока — аноду и по­этому называются анионами.

    Следовательно, существу­ет еще одна классификация ионов — по знаку их заряда.

    Сумма зарядов катионов (Н + , Na + , NH4 + , Cu 2+ ) равна сумме зарядов анионов (Cl — , OH — , SO4 2- ), вследствие че­го растворы электролитов (HCl, (NH4)2SO4, NaOH, CuSO4) остаются электронейтральными.

    4. Электролитическая диссоциация — процесс обратимый для слабых электролитов.

    Наряду с процессом диссоциации (распад элек­тролита на ионы) протекает и обратный процесс — ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравне­ниях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

    5. Не все электролиты в одинаковой мере диссо­циируют на ионы.

    Степень диссоциации зависит от природы элек­тролита и его концентрации. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

    Реакции ионного обмена

    Свойства растворов слабых электролитов об­условлены молекулами и ионами, образовавшими­ся в процессе диссоциации, которые находятся в динамическом равновесии друг с другом.

    Запах уксусной кислоты обусловлен наличием молекул CH3COOH, кислый вкус и изменение окра­ски индикаторов связаны с наличием в растворе ионов H + .

    Свойства растворов сильных электролитов опре­деляются свойствами ионов, которые образуются при их диссоциации.

    Например, общие свойства кислот, такие как кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др., обусловлены наличи­ем в их растворах катионов водорода (точнее, ионов оксония H3O + ). Общие свойства щелочей, такие как мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др. связаны с присутствием в их рас­творах гидроксид-ионов OH — , а свойства солей — с распадом их в растворе на катионы металла (или аммония) и анионы кислотных остатков.

    Согласно теории электролитической диссоциа­ции все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Этим обуслов­лена высокая скорость многих химических реак­ций в растворах электролитов.

    Реакции, протекающие между ионами, называ­ют ионными реакциями, а уравнения этих реак­ций — ионными уравнениями.

    Реакции ионного обмена в водных растворах мо­гут протекать:

    1. Необратимо, до конца.

    2. Обратимо, то есть протекать одновременно в двух противоположных направлениях. Реакции обмена между сильными электролита­ми в растворах протекают до конца или практи­чески необратимы, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества:

    б) малодиссоциирующие (слабые электролиты);

    Приведем несколько примеров молекулярных и сокращенных ионных уравнений:

    Реакция необратима, т. к. один из ее про­дуктов — нерастворимое вещество.

    Реакция нейтрализации необратима, т. к. об­разуется малодиссоциирующее вещество — вода.

    Реакция необратима, т. к. образуется газ CO2 и малодиссоциирующее вещество — вода.

    Если среди исходных веществ и среди продуктов реакции имеются слабые электролиты или мало­растворимые вещества, то такие реакции являются обратимыми, т. е. до конца не протекают.

    В обратимых реакциях равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ.

    Равновесие смещается в сторону образования более слабого электролита — H2O. Однако до конца такая реакция протекать не будет: в растворе оста­ются недиссоциированные молекулы уксусной кис­лоты и гидроксид-ионы.

    Если исходные вещества — сильные электро­литы, которые при взаимодействии не образуют нерастворимых или малодиссоциирующих веществ или газов, то такие реакции не протекают: при сме­шивании растворов образуется смесь ионов.

    Справочный материал для прохождения тестирования:

    Источники:
    • http://www.himhelp.ru/section23/section6/section41/49.html
    • http://www.teslalab.ru/articles/chemistry/35/
    • http://studfiles.net/preview/2180772/page:8/
    • http://znatock.org/s2200t1.html
    • http://studfiles.net/preview/4228556/page:14/
    • http://vedy.by/Vedy/Home/PartitionView/21068
    • http://ours-nature.ru/lib/b/book/827658728/98
    • http://www.chem-mind.com/2017/04/23/%D1%82%D0%B5%D0%BC%D0%B0-%E2%84%9633-%D1%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BB%D0%B8%D1%82%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B0%D1%8F-%D0%B4%D0%B8%D1%81%D1%81%D0%BE%D1%86%D0%B8%D0%B0%D1%86/