Уравнение с точки зрения электрической 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 —

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.

mozok.click

Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах

Электролитическая диссоциация кислот

При растворении в воде кислоты, соли и основания диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы). Определим характерные общие признаки диссоциации электролитов каждого класса соединений.

Кислоты, как вы помните, состоят из Гидрогена и кислотного остатка, соединенных ковалентной полярной связью. В предыдущем параграфе на примере растворения гидроген хлорида мы рассмотрели, как под действием молекул воды полярная связь превращается в ионную, и кислота распадается на катионы Гидрогена и хлорид-ионы.

Таким образом, с точки зрения теории электролитической диссоциации Аррениуса,

Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы Гидрогена и анионы кислотного остатка.

Подобно хлоридной кислоте протекает диссоциация и других кислот, например нитратной:

При диссоциации молекулы сульфатной кислоты число катионов Гидрогена вдвое превышает число анионов кислотного остатка — сульфат-ионов. Заряд аниона равен -2 (в формулах ионов записывают «2-»):

Названия анионов, образующихся при диссоциации кислот, совпадают с названиями кислотных остатков. Они приведены в таблице растворимости на форзаце.

Легко заметить, что при диссоциации различных кислот образуются различные анионы, но катионы только одного типа — катионы Гидрогена H+. Значит, именно катионы Гидрогена определяют характерные свойства кислот — кислый вкус, изменение окраски индикаторов, реакции с активными металлами, основными оксидами, основаниями и солями.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, отщепляя ионы Гидрогена последовательно, друг за другом. Например, в растворе сульфатной кислоты протекают следующие процессы:

Как видно из приведенных уравнений диссоциации многоосновной кислоты, анионы, образующиеся при ступенчатой диссоциации на первой стадии, содержат ионы Гидрогена. Это отражено в названии анионов: HSO — — гидрогенсульфат-ион.

Электролитическая диссоциация ортофосфатной кислоты проходит в три стадии:

Суммарное уравнение диссоциации ортофосфатной кислоты имеет вид:

Таким образом, каждой многоосновной кислоте соответствует несколько анионов, и все они одновременно присутствуют в растворе.

Обратите внимание, что в некоторых уравнениях диссоциации стоят двунаправленные стрелки. Что они означают, вы узнаете в следующем параграфе.

Электролитическая диссоциация оснований

Основания состоят из катионов металлического элемента и гидроксид-анионов. При диссоциации оснований эти ионы переходят в раствор. Число гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации, равно заряду иона металлического элемента. Таким образом, с точки зрения теории электролитической диссоциации

Основания — это электролиты, которые диссоциируют на катионы металлического элемента и гидроксид-анионы.

Рассмотрим уравнения диссоциации оснований на примере диссоциации натрий и барий гидроксидов:

При диссоциации оснований образуются анионы одного типа — гидроксид-ионы, определяющие все характерные свойства растворов щелочей: способность менять окраску индикаторов, реагировать с кислотами, кислотными оксидами и солями.

Электролитическая диссоциация солей

Соли образованы катионами металлического элемента и анионами кислотного остатка. При растворении солей в воде эти ионы переходят в раствор.

Соли — это электролиты, которые диссоциируют на катионы металлического элемента и анионы кислотного остатка.

Рассмотрим диссоциацию солей на примере диссоциации калий нитрата:

Аналогично диссоциируют и другие соли, например нитрат кальция и калий ортофосфат:

В уравнениях диссоциации солей заряд катиона по абсолютной величине равен степени окисления металлического элемента, а заряд аниона — сумме степеней окисления элементов в кислотном остатке. Например, купрум(П) сульфат распадается на ионы

а феррум(Ш) нитрат — на ионы

Заряд катионов металлических элементов в большинстве случаев можно определить по Периодической системе. Заряды катионов металлических элементов главных подгрупп обычно равны номеру группы, в которой расположен элемент:

Металлические элементы побочных подгрупп обычно образуют несколько ионов, например Fe 2 +, Fe 3 +.

Заряды кислотных остатков проще определять по числу ионов Гидрогена в составе молекулы кислоты, как вы это делали в 8 классе. Заряды некоторых кислотных остатков приведены в таблице растворимости на форзаце.

Обратите внимание, что в уравнениях диссоциации кислот, оснований и солей суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю, поскольку любое вещество является электронейтральным.

Ступенчатая диссоциация обусловливает возможность существования кислых и основных солей. Кислые соли содержат ионы Гидрогена, как кислоты. Именно поэтому такие соли называют кислыми. А в основных солях содержатся гидроксид-ионы, как в основаниях.

На первой стадии диссоциации сульфатной кислоты образуется гидрогенсульфат-ион HSO-, благодаря чему существуют кислые соли: NaHSO₄ (натрий гидрогенсульфат), Al(HSO₄)₃ (алюминий гидрогенсульфат) и др. Для ортофосфатной кислоты также характерны кислые соли K₂HPO₄ (калий гидрогенортофосфат) или KH₂PO₄ (калий дигидрогенортофосфат).

В растворах кислые соли диссоциируют в две стадии:

Кислые соли характерны только для многоосновных кислот, поскольку они диссоциируют ступенчато. Единственным исключением является одноосновная кислота — флуоридная. Благодаря водородным связям в растворе этой кислоты присутствуют частицы H₂F₂, и флуоридная кислота может образовывать кислую соль состава KHF₂.

Некоторые нерастворимые гидроксиды образуют катионы, в которых имеется гидроксид-ион. Например, алюминий содержится в составе катиона AlOH 2+ , благодаря чему существует соль состава AlOHCl₂ (алюминий гидроксохлорид). Такую соль называют основной.

100. Дайте определение кислотам, основаниям и солям с точки зрения теории электролитической диссоциации.

101. В чем особенность диссоциации многоосновных кислот по сравнению с одноосновными? Объясните на примере сульфатной кислоты.

Задания для усвоения материала

102. В результате диссоциации молекулы кислоты образовался ион с зарядом 3—. Сколько ионов Гидрогена при этом образовалось?

103. Составьте уравнения электролитической диссоциации кислот: карбонатной, бромидной, нитритной. Назовите образующиеся анионы.

104. Какие из приведенных кислот будут диссоциировать ступенчато: HCl, H₂CO₃, HNO₃, H₂S, H₂SO₃? Ответ подтвердите уравнениями реакций.

105. Составьте уравнения диссоциации солей: магний нитрата, алюминий хлорида, барий бромида, натрий карбоната, натрий ортофосфата.

106. Приведите по одному примеру солей, при диссоциации которых количеством вещества 1 моль образуется: а) 2 моль ионов; б) 3 моль ионов; в) 4 моль ионов; г) 5 моль ионов. Запишите уравнения диссоциации.

108. Составьте уравнения электролитической диссоциации веществ: калий гидроксида, барий сульфида, феррум(Ш) нитрата, магний хлорида, алюминий сульфата.

109. Составьте формулу вещества, при диссоциации которого образуются ионы Кальция и гидроксид-ионы.

110. Из перечня веществ выпишите отдельно электролиты и неэлектролиты: HCl, Ca, Cr₂(SO₄)₃, Fe₂O₃, Mg(OH)₂, CO₂, Sr(OH)₂, Sr(NO₃)₂, P₂O₅, H₂O. Составьте уравнения диссоциации электролитов.

111. При диссоциации некоего нитрата образовался 1 моль катионов с зарядом 2+. Какое количество вещества нитрат-ионов при этом образовалось?

112. Составьте формулы и запишите уравнения диссоциации феррум(П) сульфата и феррум(Ш) сульфата. Чем отличаются эти соли?

113. Приведите по одному примеру уравнений диссоциации солей в соответствии со схемами (буквой М обозначен металлический элемент, а Х — кислотный остаток): а) МХ ^ М 2+ + Х 2- ; б) МХ₃ ^ М 3+ + 3Х — ;

114. В растворе присутствуют ионы K+, Mg 2 +, NO-, SO4 — . Какие вещества растворили? Приведите два варианта ответа.

115*. Составьте уравнения диссоциации тех электролитов, которые образуют хлорид-ионы: CrCl₃, KClO₃, BaCl₂, Ca(ClO)₂, HClO₄, MgOHCl.

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, Na₂SO₄  2 Na + + SO₄ 2  ; Ca₃(PO)₄  3 Ca 2+ + 2 PO₄ 3  .

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:

Уравнение с точки зрения электрической диссоциации

Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (H + ).

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато :

Н₃РО₄ ↔ Н + + Н₂РО — ₄ (первая ступень) – дигидроортофосфат ион

Н₂РО — ₄ ↔ Н + + НРO 2- ₄ (вторая ступень) – гидроортофосфат ион

НРО 2- ₄ ↔ Н + + PО З- ₄ (третья ступень) – ортофосфат ион

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени — по третьей.

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH — ).

Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов)

Щёлочи – это основания, растворимые в воде.

Это основания щелочных и щелочноземельных металлов :

LiOH, NaОН, КОН, Rb ОН, С s ОН, Fr ОН и Са(ОН)₂, Sr(ОН)₂, Ва(ОН)₂, R а(ОН)₂, а также N Н₄ОН

Амфолиты — это электролиты, которые при диссоциации одновре­менно образуют катионы водорода (H + ) и гидроксид-ионы ( OH — ).

Примеры уравнений диссоциации щелочей

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ba(ОН)₂ -> Bа(ОН) + + OH — (первая ступень)

Ba(OH) + ↔ Ba 2+ +OH — (вторая ступень)

Примеры уравнений диссоциации амфолитов

Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН)₂ можно выра­зить уравнением:

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH + ₄) и анионы кислотных остатков.

Например, диссоциация средних солей :

Кислые же и основные соли диссоци­ируют ступенчато:

Диссоциация кислых солей

Диссоциация основных солей

У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода.

У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.

Mg( OH )Cl -> Mg( OH ) + + Cl —

Mg ( OH ) + ↔ Mg 2+ + OH —

№1. Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ:

Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ:

Электролитическая диссоциация

Самопроизвольный частичный или полный распад растворенных электролитов на ионы называется электролитической диссоциацией. Термин «ионы» введен английским физиком М. Фарадеем (1833). Теория электролитической диссоциации была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом (1887) для объяснения свойств водных растворов электролитов. В дальнейшем она развивалась многими учеными на основе учения о строении атома и химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют (распадаются) на ионы — положительно и отрицательно заряженные. («Ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворе ионы беспорядочно движутся в различных направлениях.)

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные движутся к катоду, отрицательно заряженные — к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые — анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженных электродами.

3. Диссоциация — обратимый процесс. Это означает, что наступает такое состояние равновесия, при котором сколько молекул распадается на ионы (диссоциация), столько их вновь образуется из ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости.

где KA — молекула электролита, K + — катион, A − — анион.

Учение о химической связи помогает ответить на вопрос, почему электролиты диссоциируют на ионы. Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью, так как они уже состоят из ионов (см. Химическая связь). При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу ковалентной полярной связи. Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной — всё зависит от степени полярности связей. В обоих случаях (при диссоциации соединений с ионной и полярной связью) образуются гидратированные ионы, т. е. ионы, химически связанные с молекулами воды.

Основоположником такого взгляда на электролитическую диссоциацию был почетный академик И. А. Каблуков. В отличие от теории Аррениуса, не учитывавшей взаимодействия растворенного вещества с растворителем, И. А. Каблуков к объяснению электролитической диссоциации применил химическую теорию растворов Д. И. Менделеева. Он показал, что при растворении происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. И. А. Каблуков полагал, что в водном растворе содержатся только гидратированные ионы. В настоящее время это представление общепринято. Итак, гидратация ионов — основная причина диссоциации. В других, неводных растворах электролитов химическая связь между частицами (молекулами, ионами) растворенного вещества и частицами растворителя называется сольватацией.

Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды. Гидрат постоянного состава образует ионы водорода Н + , удерживающие одну молекулу воды,— это гидратированный протон H + (H₂O). В научной литературе его принято изображать формулой H₃O + (или OH₃ + ) и называть ионом гидроксония.

Поскольку электролитическая диссоциация — процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой а). Степень диссоциации — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, n к общему числу растворенных молекул N:

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1, или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. С разбавлением раствора она увеличивается, а при добавлении одноименных ионов (одинаковых с ионами электролита) — уменьшается.

Однако для характеристики способности электролита диссоциировать на ионы степень диссоциации не очень удобная величина, так как она. зависит от концентрации электролита. Более общей характеристикой является константа диссоциации K. Ее легко вывести, применив закон действия масс к равновесию диссоциации электролита (1):

где KA — равновесная концентрация электролита, [K + ] и [A − ] — равновесные концентрации его ионов (см. Равновесие химическое). K от концентрации не зависит. Она зависит от природы электролита, растворителя и температуры. Для слабых электролитов чем больше K (константа диссоциации), тем сильнее электролит, тем больше ионов в растворе.

Сильные электролиты констант диссоциации не имеют. Формально их можно вычислить, но они не будут постоянными при изменении концентрации.

Многоосновные кислоты диссоциируют по ступеням, а значит, такие кислоты будут иметь несколько констант диссоциации — для каждой ступени свою. Например:

Всегда K₁>K₂>K₃, т.е. многоосновная кислота при диссоциации по первой ступени ведет себя как более сильная кислота, чем по второй или третьей.

Ступенчатой диссоциации подвергаются и многокислотные основания. Например:

Pb(OH) + ↔ Pb2 + + OH −

Кислые и основные соли также диссоциируют ступенчато. Например:

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl −

Mg(OH) + ↔ Mg 2+ + OH −

При этом на первой ступени соль полностью распадается на ионы, что обусловлено ионным характером связи между Na + и HSO₃ − ; Mg(OH) + и Cl − ; диссоциация по второй ступени незначительная, так как заряженные частицы (ионы) дальнейшей диссоциации подвергаются как очень слабые электролиты.

С точки зрения теории электролитической диссоциации даются определения и описываются свойства таких классов химических соединений, как кислоты, основания, соли.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода. Например:

Все общие характерные свойства кислот — кислый вкус, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с основаниями, основными оксидами, солями — обусловлены присутствием ионов водорода Н + , точнее Н₃O + .

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы:

Ca(OH) + ↔ Ca 2+ + OH −

Согласно теории электролитической диссоциации все общие щелочные свойства растворов — мылкость на ощупь, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с кислотами, ангидридами кислот, солями — обусловлены присутствием гидроксид-ионов OH − .

Правда, имеются электролиты, при диссоциации которых одновременно образуются и ионы водорода, и гидроксид-ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, в незначительных количествах диссоциирует на ионы H + и OH − :

Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием ионов водорода H + , и щелочные свойства, обусловленные наличием ионов OH − .

Диссоциацию гидроксида цинка Zn(OH)₂ можно выразить уравнением:

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (сюда же относят и катион аммония NH₄ + ) и анионы кислотных остатков. Например:

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли, как уже отмечалось, диссоциируют ступенчато.

Поскольку все реакции в водных растворах электролитов представляют собой взаимодействие ионов, уравнения этих реакций можно составлять в ионной форме.

Значение теории электролитической диссоциации состоит в том, что она объяснила многочисленные явления и процессы, протекающие в водных растворах электролитов. Однако она не объясняет процессов, протекающих в неводных растворах. Так, если хлорид аммония в водном растворе ведет себя как соль (диссоциирует на ионы NH₄ + Cl − ), то в жидком аммиаке проявляет свойства кислоты — растворяет металлы с выделением водорода. Как основание ведет себя азотная кислота, растворенная в жидком фтороводороде или в безводной серной кислоте.

Все эти факторы противоречат теории электролитической диссоциации. Их объясняет протолитическая теория кислот и оснований.

Сам термин «диссоциация» означает распад молекул на несколько более простых частиц. В химии помимо электролитической диссоциации различают термическую диссоциацию. Это обратимая реакция, происходящая при повышении температуры. Например, термическая диссоциация водяного пара:

молекул иода: I₂ ↔ 2I

Равновесие термической диссоциации подчиняется закону действия масс.

mozok.click

Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах

Электролитическая диссоциация кислот

При растворении в воде кислоты, соли и основания диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы). Определим характерные общие признаки диссоциации электролитов каждого класса соединений.

Кислоты, как вы помните, состоят из Гидрогена и кислотного остатка, соединенных ковалентной полярной связью. В предыдущем параграфе на примере растворения гидроген хлорида мы рассмотрели, как под действием молекул воды полярная связь превращается в ионную, и кислота распадается на катионы Гидрогена и хлорид-ионы.

Таким образом, с точки зрения теории электролитической диссоциации Аррениуса,

Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы Гидрогена и анионы кислотного остатка.

Подобно хлоридной кислоте протекает диссоциация и других кислот, например нитратной:

При диссоциации молекулы сульфатной кислоты число катионов Гидрогена вдвое превышает число анионов кислотного остатка — сульфат-ионов. Заряд аниона равен -2 (в формулах ионов записывают «2-»):

Названия анионов, образующихся при диссоциации кислот, совпадают с названиями кислотных остатков. Они приведены в таблице растворимости на форзаце.

Легко заметить, что при диссоциации различных кислот образуются различные анионы, но катионы только одного типа — катионы Гидрогена H+. Значит, именно катионы Гидрогена определяют характерные свойства кислот — кислый вкус, изменение окраски индикаторов, реакции с активными металлами, основными оксидами, основаниями и солями.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, отщепляя ионы Гидрогена последовательно, друг за другом. Например, в растворе сульфатной кислоты протекают следующие процессы:

Как видно из приведенных уравнений диссоциации многоосновной кислоты, анионы, образующиеся при ступенчатой диссоциации на первой стадии, содержат ионы Гидрогена. Это отражено в названии анионов: HSO — — гидрогенсульфат-ион.

Электролитическая диссоциация ортофосфатной кислоты проходит в три стадии:

Суммарное уравнение диссоциации ортофосфатной кислоты имеет вид:

Таким образом, каждой многоосновной кислоте соответствует несколько анионов, и все они одновременно присутствуют в растворе.

Обратите внимание, что в некоторых уравнениях диссоциации стоят двунаправленные стрелки. Что они означают, вы узнаете в следующем параграфе.

Электролитическая диссоциация оснований

Основания состоят из катионов металлического элемента и гидроксид-анионов. При диссоциации оснований эти ионы переходят в раствор. Число гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации, равно заряду иона металлического элемента. Таким образом, с точки зрения теории электролитической диссоциации

Основания — это электролиты, которые диссоциируют на катионы металлического элемента и гидроксид-анионы.

Рассмотрим уравнения диссоциации оснований на примере диссоциации натрий и барий гидроксидов:

При диссоциации оснований образуются анионы одного типа — гидроксид-ионы, определяющие все характерные свойства растворов щелочей: способность менять окраску индикаторов, реагировать с кислотами, кислотными оксидами и солями.

Электролитическая диссоциация солей

Соли образованы катионами металлического элемента и анионами кислотного остатка. При растворении солей в воде эти ионы переходят в раствор.

Соли — это электролиты, которые диссоциируют на катионы металлического элемента и анионы кислотного остатка.

Рассмотрим диссоциацию солей на примере диссоциации калий нитрата:

Аналогично диссоциируют и другие соли, например нитрат кальция и калий ортофосфат:

В уравнениях диссоциации солей заряд катиона по абсолютной величине равен степени окисления металлического элемента, а заряд аниона — сумме степеней окисления элементов в кислотном остатке. Например, купрум(П) сульфат распадается на ионы

а феррум(Ш) нитрат — на ионы

Заряд катионов металлических элементов в большинстве случаев можно определить по Периодической системе. Заряды катионов металлических элементов главных подгрупп обычно равны номеру группы, в которой расположен элемент:

Металлические элементы побочных подгрупп обычно образуют несколько ионов, например Fe 2 +, Fe 3 +.

Заряды кислотных остатков проще определять по числу ионов Гидрогена в составе молекулы кислоты, как вы это делали в 8 классе. Заряды некоторых кислотных остатков приведены в таблице растворимости на форзаце.

Обратите внимание, что в уравнениях диссоциации кислот, оснований и солей суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю, поскольку любое вещество является электронейтральным.

Ступенчатая диссоциация обусловливает возможность существования кислых и основных солей. Кислые соли содержат ионы Гидрогена, как кислоты. Именно поэтому такие соли называют кислыми. А в основных солях содержатся гидроксид-ионы, как в основаниях.

На первой стадии диссоциации сульфатной кислоты образуется гидрогенсульфат-ион HSO-, благодаря чему существуют кислые соли: NaHSO₄ (натрий гидрогенсульфат), Al(HSO₄)₃ (алюминий гидрогенсульфат) и др. Для ортофосфатной кислоты также характерны кислые соли K₂HPO₄ (калий гидрогенортофосфат) или KH₂PO₄ (калий дигидрогенортофосфат).

В растворах кислые соли диссоциируют в две стадии:

Кислые соли характерны только для многоосновных кислот, поскольку они диссоциируют ступенчато. Единственным исключением является одноосновная кислота — флуоридная. Благодаря водородным связям в растворе этой кислоты присутствуют частицы H₂F₂, и флуоридная кислота может образовывать кислую соль состава KHF₂.

Некоторые нерастворимые гидроксиды образуют катионы, в которых имеется гидроксид-ион. Например, алюминий содержится в составе катиона AlOH 2+ , благодаря чему существует соль состава AlOHCl₂ (алюминий гидроксохлорид). Такую соль называют основной.

100. Дайте определение кислотам, основаниям и солям с точки зрения теории электролитической диссоциации.

101. В чем особенность диссоциации многоосновных кислот по сравнению с одноосновными? Объясните на примере сульфатной кислоты.

Задания для усвоения материала

102. В результате диссоциации молекулы кислоты образовался ион с зарядом 3—. Сколько ионов Гидрогена при этом образовалось?

103. Составьте уравнения электролитической диссоциации кислот: карбонатной, бромидной, нитритной. Назовите образующиеся анионы.

104. Какие из приведенных кислот будут диссоциировать ступенчато: HCl, H₂CO₃, HNO₃, H₂S, H₂SO₃? Ответ подтвердите уравнениями реакций.

105. Составьте уравнения диссоциации солей: магний нитрата, алюминий хлорида, барий бромида, натрий карбоната, натрий ортофосфата.

106. Приведите по одному примеру солей, при диссоциации которых количеством вещества 1 моль образуется: а) 2 моль ионов; б) 3 моль ионов; в) 4 моль ионов; г) 5 моль ионов. Запишите уравнения диссоциации.

108. Составьте уравнения электролитической диссоциации веществ: калий гидроксида, барий сульфида, феррум(Ш) нитрата, магний хлорида, алюминий сульфата.

109. Составьте формулу вещества, при диссоциации которого образуются ионы Кальция и гидроксид-ионы.

110. Из перечня веществ выпишите отдельно электролиты и неэлектролиты: HCl, Ca, Cr₂(SO₄)₃, Fe₂O₃, Mg(OH)₂, CO₂, Sr(OH)₂, Sr(NO₃)₂, P₂O₅, H₂O. Составьте уравнения диссоциации электролитов.

111. При диссоциации некоего нитрата образовался 1 моль катионов с зарядом 2+. Какое количество вещества нитрат-ионов при этом образовалось?

112. Составьте формулы и запишите уравнения диссоциации феррум(П) сульфата и феррум(Ш) сульфата. Чем отличаются эти соли?

113. Приведите по одному примеру уравнений диссоциации солей в соответствии со схемами (буквой М обозначен металлический элемент, а Х — кислотный остаток): а) МХ ^ М 2+ + Х 2- ; б) МХ₃ ^ М 3+ + 3Х — ;

114. В растворе присутствуют ионы K+, Mg 2 +, NO-, SO4 — . Какие вещества растворили? Приведите два варианта ответа.

115*. Составьте уравнения диссоциации тех электролитов, которые образуют хлорид-ионы: CrCl₃, KClO₃, BaCl₂, Ca(ClO)₂, HClO₄, MgOHCl.

Электролитическая диссоциация гидроксидов и солей

В водных растворах гидроксиды и соли проводят электрический ток в результате распада на заряженные частицы – ионы. Этот процесс носит название электролитическая диссоциация, а вещества, распадающиеся на ионы в водном растворе, называются электролитами.

Кислотами с точки зрения теории электролитической диссоциации называют вещества, распадающиеся в водных растворах на положительно заряженные ионы водорода (Н + ) и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка. Например, соляная кислота диссоциирует по уравнению

Положительно заряженные ионы называют катионами, а отрицательно заряженные – анионами. Таким образом, при диссоциации соляной кислоты образуется катион водорода и анион хлора (хлорид-ион).

Число ионов водорода, образующихся при полной диссоциации молекулы кислоты, называется основностью кислоты.Так, соляная кислота является одноосновной, а серная кислота – двухосновной, т.к. при её диссоциации образуются два иона водорода:

.

Электролиты могут диссоциировать (распадаться на ионы) полностью, и такие вещества называют сильными электролитами. Электролиты, диссоциирующие частично, называют слабыми или средними. Серная, азотная и соляная кислоты относятся к сильным электролитам (сильным кислотам), а угольная кислота является слабой кислотой (слабым электролитом).

Основаниями с точки зрения теории электролитической диссоциации называют вещества, распадающиеся в водных растворах на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные гидроксид-ионы (ОН — ). Например, гидроксид натрия диссоциирует по уравнению

Число гидроксид-ионов, образующихся при полной диссоциации молекулы основания, называется кислотностью основания.Так, гидроксид натрия является однокислотным, а гидроксид кальция – двухкислотным:

Основания, как и все электролиты, могут быть сильными, слабыми и средней силы. Гидроксиды натрия, калия и кальция являются сильными основаниями, а гидроксид аммония – слабым основанием.

Амфотерные гидроксиды могут диссоциировать как кислоты и как основания:

В реакциях с кислотами амфотерные гидроксиды диссоциируют как основания, а в реакциях с основаниями – как кислоты.

Средние соли в водных растворах диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного остатка:

Кислые соли могут диссоциировать частично:

или полностью с образованием кроме иона металла также катиона водорода:

.

Соответственно, основные соли также могут диссоциировать частично или полностью:

CaOHCl ↔ CaOH + + + Cl — ;

CaOHCl ↔ Ca 2+ + OH — + Cl — .

Большинство солей являются сильными электролитами.

1.11. Контрольные вопросы

1. Какие элементы 3-го периода ПСЭМ относятся к металлам? Ответ: натрий, магний, алюминий.

2. Какие элементы 4-й группы главной подгруппы относятся к неметаллам, полуметаллам, металлам?

Ответ: углерод, кремний – неметаллы, германий – полуметалл, олово и свинец – металлы.

3. Напишите уравнения реакций взаимодействия цинка ( СО + 2), фосфора ( СО + 5) и титана ( СО + 4) с кислородом.

4. Напишите уравнения реакций взаимодействия кальция, фосфора (СО +3, и калия с хлором.

5. Напишите уравнения реакции взаимодействия оксида фосфора(V) и оксида магния с водой.

6. Напишите уравнение реакции взаимодействия оксида магния с оксидом углерода (IV).

7. Напишите уравнения реакций взаимодействия оксида алюминия с оксидом натрия и оксидом серы (VI).

8. Напишите уравнение реакции взаимодействия соляной кислоты с алюминием.

9. Напишите уравнение реакции взаимодействия азотной кислоты с оксидом алюминия.

10. Напишите уравнения реакций взаимодействия серной кислоты с гидроксидом калия и гидроксидом железа (II).

11. Напишите уравнение реакции взаимодействия гидроксида аммония с соляной кислотой.

12. Напишите уравнения реакций взаимодействия гидроксида натрия с оксидом серы (VI) и оксидом цинка (степень окисления цинка +2).

13. Напишите уравнение реакции взаимодействия сульфата железа (III) с едким натром, зная, что гидроксид железа (III) не растворим в воде.

14. Напишите уравнение реакции взаимодействия соляной кислоты с сульфитом натрия (Na₂SO₃), зная, что сернистая кислота неустойчива и разлагается на воду и газообразный оксид серы (IV).

15. Напишите уравнение реакции взаимодействия сульфата натрия с хлоридом кальция, зная, что сульфат кальция не растворим в воде.

16. Напишите уравнения электролитической диссоциации азотной кислоты, гидроксида калия и хлорида магния.

17. Напишите уравнения электролитической диссоциации угольной кислоты, гидроксида магния и сульфата алюминия.

18. Напишите уравнения электролитической диссоциации фосфорной кислоты (H₃PO₄) , гидроксида бария (Ba(OH)₂) и нитрата магния.

Дата добавления: 2016-10-07 ; просмотров: 4706 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ