Основания в воде диссоциируют на катионы металла и гидроксид анионы
Обновлено: 19.09.2024
Определение характера среды водных растворов веществ. Индикаторы.
Среда водных растворов
Вода и водные растворы окружают нас повсюду. В воде и в водных растворах присутствуют ионы Н + и ОН — . Избыток или недостаток этих ионов определяет среду раствора.
В нейтральном растворе количество ионов водорода Н + равно количеству гидроксид-ионов ОН – .
[ Н + ] = [ ОН – ]
Если количество ионов водорода Н + больше количества гидроксид-ионов ОН – , то среда раствора кислая:
[ Н + ] > [ ОН – ]
Если количество ионов водорода Н + меньше количества гидроксид-ионов ОН – , то среда раствора щелочная:
Для характеристики кислотности среды используют водородный показатель рН. Он определяется, как отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода. В нейтральной среде рН равен 7, в кислой — меньше 7, в щелочной — больше 7.
Индикаторы
Для определения среды раствора используют специальные вещества, которые изменяют цвет в зависимости от среды раствора: индикаторы. В зависимости от среды эти вещества могут переходить в разные формы с различной окраской.
Чаще всего используют следующие индикаторы: лакмус, метилоранж, фенолфталеин.
Окраска индикаторов в различных средах:
Растворы кислот и оснований
Характер среды определяется процессами, которые происходят с веществами в растворе. Кислот, основания и соли в воде диссоциируют на ионы. Кислоты диссоциируют на катионы водорода H + и анионы кислотных остатков:
HA = H + + A –
При этом в растворе возникает избыток катионов водорода Н + , поэтому среда водных растворов кислот — кислая (что вполне логично).
Сильные кислоты диссоциируют в разбавленных растворах практически полностью, поэтому среда разбавленных растворов сильных кислот, как правило, сильно кислотная. Некоторые кислоты (слабые) диссоциируют частично, поэтому среда водных растворов слабых кислот — слабо кислая.
Основания диссоциируют на катионы металлов и гидроксид-анионы ОН – :
МеОH = Ме + + ОН –
При этом в растворе возникает избыток катионов гидроксид-анионов ОН – , поэтому среда водных растворов оснований — щелочная. Сильные основания (щелочи) хорошо растворимы в воде, поэтому среда их водных растворов — сильно щелочная. Нерастворимые основания в воде практически не растворяются, поэтому в водном растворе оказывается лишь небольшое количество ионов ОН – . Среда водного раствора аммиака слабо щелочная.
Растворы солей
Среда водных растворов солей определяется не только диссоциацией, но и особенностями взаимодействия катионов металлов и анионов кислотных остатков с водой — гидролизом солей .
Попадая в воду, соли диссоциируют на катионы металлов (или ион аммония NH4 + ) и анионы кислотных остатков.
Катионы металлов, которым соответствуют слабые основания, притягивают из воды ионы ОН – , при этом в воде образуются избыточные катионы водорода Н + . Протекает гидролиз по катиону. Катионы металлов, которым соответствуют сильные основания, с водой таким образом не взаимодействуют.
Например , катионы Fe 3+ подвергаются гидролизу:
Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H +
Анионы кислотных остатков, которым соответствуют слабые кислоты, притягивают из воды катионы Н + , при этом в воде остаются гидроксид-анионы ОН – . Протекает гидролиз по аниону. Анионы кислотных остатков сильных кислот таким образом с водой не взаимодействуют.
Например , ацетат-ионы (остаток уксусной кислоты CH3COOH) подвергаются гидролизу:
CH3COO — + HOH ↔ CH3COOH + OH —
В зависимости от состава соли водные растворы солей могут иметь кислую, нейтральную или щелочную среду.
Типы гидролиза солей в водных растворах:
Среда водных растворов солей:
* на практике среда водных растворов солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, определяется силой кислоты и основания
Тип гидролиза и среда водных растворов некоторых солей:
Индикаторы будут по-разному окрашиваться в водных растворах таких солей, в зависимости от среды. Таким образом, с помощью индикаторов можно различить водные растворы некоторых солей.
Окраска лакмуса в водных растворах солей, в зависимости от строения соли:
Конспект лекции по теме "Теория электролитической диссоциации" дисциплины ОУД.10 Химия, специальности 33.02.01 Фармация, СПО
1. Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация.
2. Сильные и слабые электролиты. 3. Степень электролитической диссоциации. 4. Кислоты как электролиты. 5. Основания как электролиты. 6. Соли как электролиты.
1. Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация.
П о способности проводить электрический ток в водном растворе или расплаве вещества подразделяют на электролиты и неэлектролиты.
Электролиты — это вещества, растворы или расплав которых проводят электрический ток (обладают ионной проводимостью ). Это соли, кислоты, основания. В электролитах имеются ионные или ковалентные сильнополярные связи.
Неэлектролиты — это вещества, растворы и расплавы которых, не проводят электрический ток (не обладай ионной проводимостью), например простые вещества неметаллы, их оксиды, многие органические вещества (эфир, углеводы, бензол и др.). В молекулах этих веществ ковалентные неполярные или малопол яр ные связи.
Электролитическая диссоциация — это распад электролита на ионы при его растворении или расплавлении.
2. Сильные и слабые электролиты.
В зависимости от степени полярности связи в электролите, процесс электролитической диссоциации может быть необратимым или обратимым.
Диссоциация в воде ионных соединений и веществ с ковалентными сильнополярными связями является необратимым процессом (=):
Ва(ОН)2 = Ва 2+ + 2ОН - НС1 = Н + + С l - Na 2 S = 2 Na + + S 2-
Сильные электролиты – вещества, полностью (100%) диссоциирующие на ионы (в водном растворе сильного электролита находятся только его гидратированные ионы, молекул нет).
- многие неорганические кислоты : HN О 3 , H2S04, H2Se04, HClO3, НС I04 , HBr О 3 , HIO3, HMn О 4 , HCl, HBr, HI; НС 1 = Н + + С l - ; H2S04 = 2 Н + + S04 2-
- гидроксиды щелочных, щелочно-земельных металлов и таллия( I ): NaOH , Ca ( OH )2, TlOH . NaOH = Na + + OH - ; Ca ( OH )2 = Ca 2+ + 2 OH -
Диссоциация веществ с менее полярной связью является обратимым процессом:Слабые электролиты – вещества, частично диссоциирующие на ионы (раствор слабого электролита содержит как исходные молекулы, так и продукты диссоциации — гидратированные ионы).
Слабыми электролитами являются (все остальные вещества):
♦ почти все органические кислоты и вода; Н2О = Н + + ОН -
♦ некоторые неорганические кислоты: HF , НС lO , НС1O2, HNO 2 , HCN , H 2 S , HBrO , H 3 P О4, H 2 C О3, H 2 Si 03, H 2 S 03 и др.;
♦ некоторые нерастворимые гидроксиды металлов: F e (ОН)3, Zn ( OH )2 и др., а также гидрат аммиака NH 3 • Н2О.
3. Степень электролитической диссоциации.
Количественной характеристикой диссоциации слабых электролитов служит степень диссоциации электролит ( а) — отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул электролита. Степень диссоциации выражают в долях единицы или процентах:
Степень диссоциации можно выразить и через отношение количества вещества, распавшегося на ионы ( V дис ), к общему количеству вещества растворенного электролита ( Vo 6щ ):
Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, а также от концентрации. Так, при разбавлении раствора уксусной кислоты ее степень диссоциации увеличивается:
♦ с (моль/л): 1 0,1 10 -2 10 -3 10 -4
♦ а (%): 0,40% 1,36% 4,20% 12,60% 34,30%
Степень диссоциации слабых электролитов, за исключением воды, практически не зависит от температуры. Степень диссоциации воды с повышением температуры возрастает. Степень электролитической диссоциации некоторых слабых электролитов в 0,1 М водных растворах.
СН 3 СООН
В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами:
CH 3 COOH H + + CH 3 COO -
4. Кислоты как электролиты.
В состав каждой кислоты входят атомы водорода и кислотные остатки. Поэтому при диссоциации любой кислоты в растворе образуются в качестве катионов только кислотных остатков: HCl = H + + Cl - Примеры кислот (наизусть).
В свете представлений об электролитической диссоциации кислоты – это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве катионов отщепляют только ионы водорода.
Теперь запишем уравнения диссоциации этих кислот ( HCl – сильная кислота, HNO 2 - слабая кислота)
HCl = H + + Cl - HNO2 = H + + NO2 -
Многоосновные кислоты диссоциируют постепенно: сначала отщепляется один ион водорода Н + , затем второй и т.д. В результате этого первоначально образуется анион с отрицательным зарядом – 1, затем с зарядом – 2 и т.д. Такую диссоциацию называют ступенчатой и выражают несколькими уравнениями.
Например, рассмотрим диссоциацию сернистой кислоты:
Первая ступень диссоциации (отщепление одного иона водорода Н + от нейтральной молекулы и образование гидросульфит – иона):
H 2 SO 3 H + + HSO 3 -
Вторая ступень диссоциации (отщепление одного иона водорода Н + от аниона HSO 3 - и образование сульфит – иона):
HSO 3 - H + + SO 3 2-
Число ступеней диссоциации зависит от основности кислоты, т.е. от числа атомов водорода в молекуле кислоты. Задание : написать диссоциацию фосфорной кислоты.
Диссоциация кислот по первой ступени протекает сильнее, чем по второй, а по второй – сильнее, чем по третьей и т.д. Связано это с тем, что отщепление положительно заряженного иона Н + от нейтральной молекулы кислоты происходит легче, чем от отрицательно заряженных анионов. Чем выше заряд аниона, тем труднее преодолеть положительно заряженному иону Н + его притяжение.
Растворы всех кислот имеют некоторые общие свойства, обусловленные наличием в водных растворах ионов водорода (анионы в этом отношении значения не имеют). Так, кислый вкус ионов водорода Н + мы ощущаем, когда употребляем пищу, приправленную уксусом (раствор уксусной кислоты), лимоны также имеют кислый вкус за счет ионов водорода Н + , которые отщепляют молекулы лимонной кислоты. Поэтому ион водорода Н + является носителем кислотных свойств.
Следовательно, свойства кислот, которые они проявляют в водных растворах, - это свойства ионов Н + .
5. Основания как электролиты.
В состав каждого основания входят ионы металлов и гидроксид-ионы. Поэтому при диссоциации любого основания в растворе образуются в качестве катионов различные ионы металлов, а в качестве анионов только гидроксид-ионы:
NaOH = Na + + OH - KOH = K + + OH -
В свете представлений об электролитической диссоциации основания – это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов отщепляют только гидроксид-ионы.
Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато . Например, составим уравнения диссоциации двухкислотного основания – гидроксида магния.
Первая ступень диссоциации (отщепляется один гидроксид-ион ОН - ):
Mg ( OH )2 MgOH + + ОН -
Вторая степень диссоциации (отщепляется гидроксид-ион от катиона MgOH + ):
MgOH + Mg 2+ + OH +
Диссоциация многокислотных оснований, как и многоосновных кислот, преимущественно протекает по первой ступени.
Число ступеней диссоциации определяется кислотностью слабого основания, т.е. числом гидроксид-ионов ОН - .Задание : написать диссоциацию гидроксида железа ( III )
Общие свойства оснований (мылкость, разъедание растительных, животных тканей и др.), проявляющиеся в водных растворах, обусловлены только гидроксид-ионами, которые образуются при диссоциации (катионы при этом значения не имеют). Поэтому гидроксид-ион является носителем основных (щелочных) свойств.
Таким образом, свойства оснований, которые они проявляют в водных растворах, - это свойства гидроксид-ионов ОН - .
6. Соли как электролиты.
В состав каждой соли входят ионы металлов и ионы кислотных остатков. Соли бывают средние, кислые и др.
Средние соли – это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов и анионы кислотных остатков.
Средние соли практически полностью диссоциируют на ионы в одну ступень, образуя в качестве катионов ионы различных металлов, а в качестве анионов – ионы различных кислотных остатков.
Составим уравнение диссоциации средних солей карбоната натрия Na 2 CO 3 и сульфата железа ( III ) Fe 2 SO 4 (сильных электролитов):
Кислые соли содержат в кислотном остатке атомы водорода Na Н CO 3 , Fe (Н SO 4 )2. В отличие от средних кислые соли диссоциируют ступенчато.
Первая ступень диссоциации сопровождается образованием катиона металла и аниона кислотного остатка, содержащего ион водорода:
Вторая ступень диссоциации (отщепление катиона водорода Н + от аниона Н CO 3 - ):
Н CO 3 - Н + + CO 3 2-
Следовательно, при диссоциации кислой соли в растворе образуются два вида положительных ионов: катионы металла и катионы водорода – и два вида отрицательных ионов: кислотные остатки, содержащие ионы водорода (Н CO 3 - ) и не содержащие их ( CO 3 2- ).
Конспект урока по химии 9 класса на тему "Диссоциация кислот, солей, оснований"
Цель урока: изучить свойства кислот, оснований и солей в свете ТЭД, научиться составлять уравнения электролитической диссоциации.
Тип урока: урок открытия новых знаний.
Формы работы: рассказ, самостоятельная работа.
Оборудование: учебник, таблица растворимости, химические реактивы для проведения демонстрационного опыта.
1. Организационный момент.
2. Проверка домашнего задания. Фронтальный опрос:
1. Какие вещества называют электролитами и неэлектролитами. Приведите примеры веществ.
2. Что такое электролитическая диссоциация?
3. Сколько положений в ТЭД ? Назовите их.
4. Что такое гидратированные ионы?
3. Актуализация знаний.
– Ребята, давайте вспомним курс 8 класс и выполним небольшое задание. Слушайте внимательно (задание на слайде презентации).
Перед вами большая красивая ромашка, на листках которой я написала разнообразные соединения. Ваша задача правильно определить класс данных веществ и назвать их.
4. Изучение нового материала.
При растворении в воде кислоты, соли и основания диссоциируют на положительные и отрицательные ионы.
Диссоциация кислот
Кислота – это электролит, который при диссоциации распадается на катионы водорода и анионы кислотного остатка. Одноосновные кислоты диссоциируют полностью. Например, азотная кислота
Многоатомные спирты диссоциируют ступенчато. Они последовательно отщепляют ионы водорода, один за другим. Например, угольная кислоты:
Диссоциация солей
Многие соли – это вещества с ионной связью, которых состоят из положительных и отрицательных ионов, связанных за счет притягивания противоположных зарядов.
Соль – это электролит, при диссоциации которого образуются катион металла и анион кислотного остатка. В уравнении диссоциации сумма зарядов катионов и анионов должна быть равна 0, так как любое вещество электронейтрально. Например,
Заряд катиона можно часто определить по ПСХЭМ. Заряды ионов металлов главных подгрупп равны номеру группы элемента, а у побочных подгрупп, как правило, образуют несколько ионов с разными зарядами, например Fe 2+ , Fe 3+ . Зная это, можно без труда составить формулы солей не по валентности веществ, а по зарядам ионов, которые указаны в таблице растворимости.
Диссоциация оснований
При диссоциации оснований, катионы металла и анионы оснований из твердого состояния переходят в раствор.
Число гидроксид - ионов, которые образуются при диссоциации, равно заряду металла.
Ca ( OH )2 Ca + + 2 OH -
Основание – это электролит, диссоциирующий на катион металла и гидроксид – анионы. Свойства растворов щелочей определяются гидроксид-ионами.
5. Первичное закрепление новых знаний.
Совместное выполнение заданий .№ 4(а), 5(1,2), 7 (а), 9, 10 (а,б), 15 (а,б,в) на стр. 54-55 учебника.
6. Рефлексия.
7. Домашнее задание . §10 (устно). Задания №4(б), №5 (3,4), №10 (б,в), №12, №15 (г,д,е).
А22.Электролитическая диссоциация
Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Слабые и сильные электролиты.
1 . Диссоциация по трем ступеням возможна в растворе
1) хлорида алюминия
2) нитрата алюминия
3) ортофосфата калия
4) ортофосфорной кислоты
2. Ионы I - образуются при диссоциации
3. Вещество, при диссоциации которого образуются катионы Na + , Н + , а также анионы SO 4 2- , является
1) кислотой 2) щелочью 3) средней солью 4) кислой солью
4. Электрический ток проводит
1) спиртовой раствор йода
2) расплав парафина
3) расплав ацетата натрия
4) водный раствор глюкозы
5. Наиболее слабым электролитом является
I) HF 2) HCI 3) НВг 4) HI
6. В качестве анионов только ионы ОН - образуются диссоциации
1) СН 3 ОН 2) ZnOHBr 3) NaOH 4) СН 3 СООН
7. Электролитом является каждое вещество в ряду:
8. Электрическая лампочка загорится при опускании электродов в водный раствор
2) ацетата натрия
4) метилового спирта
9. Какие из утверждений о диссоциации оснований в водных растворах верны?
А. Основания в воде диссоциируют на катионы металла (или подобный им катион NH 4 + ) и гидроксид анионы ОН - .
Б. Никаких других анионов, кроме ОН - , основания не образуют.
1) верно только А
2) верно только Б
3) верны оба утверждения
4) оба утверждения неверны
10. Электролитами не являются
1) растворимые соли 2) щелочи 3) растворимые кислоты 4) оксиды
11. Лампочка прибора для испытания электропроводности наиболее ярко горит в растворе
I) уксусной кислоты 2) этилового спирта 3) сахара 4) хлорида натрия
12. 2 моль ионов образуется при полной диссоциации 1 моль
13. Электролитическая диссоциация 1 моль нитрата алюминия А1( N О 3 ) 3 приводит к образованию
1) 1 моль А1 и 3 моль NO 3 -
2) 1 моль А1 3+ и 1 моль NO 3 -
3) 1 моль Al 3+ и 3 моль NO -
4) 3 моль AI 3+ , 3 моль N 5+ и 9 моль О 2-
1 4. Из приведённых утверждений:
А. Степень диссоциации показывает, какая часть от общего числа
Б. Электролит — это вещество, в расплавах и растворах, диссоциирующее на ионы
15. 4 моль ионов образуется при полной диссоциации 1 моль
16 . Из приведенных утверждений:
А. При диссоциации электролит распадается на ионы.
Б. Степень диссоциации уменьшается при разбавлении концентрированного раствора.
I) верно только А
17. Не образует в водном растворе других катионов, кроме Н +
I) бензол 2) хлороводород 3) гидроксид калия 4) этан
18. Не является электролитом
1) бензол 2) хлороводород 3) гидроксид калия 4) сульфат натрия
19. Не образует в водном растворе других анионов, кроме ОН - ,
1) фенол 2) фосфорная кислота 3) гидроксид калия 4) этанол
20. В каком ряду все указанные вещества являются неэлектролитами?
1) этанол, хлорид калия, сульфат бария
2) рибоза, гидроксид калия, ацетат натрия
3) сахароза, глицерин, метанол
4) сульфат натрия, глюкоза, уксусная кислота
21. Большее количество ионов образуется при электролитической диссоциации 1 моль
1) хлорида калия
2) сульфата алюминия
3) нитрата железа ( III)
4) карбоната натрия
22. Сильными электролитами являются
1) HCO О H и С u( ОН) 2
23. Среди указанных кислот наиболее сильной является
24. Слабым электролитом является кислота
25. Концентрация каких частиц в растворе H 3 PO 4 , наименьшая
26. В качестве катионов только ноны Н+ образуют при диссоциации
27. Электролитом не является
1) расплав гидрооксида натрия
2) азотная кислота
3) раствор гидроксида натрия
4) этиловый спирт
28. Слабым электролитом является
2) серная кислота (р-р)
3) хлорид натрия (р-р)
4) гидроксид натрия (р-р)
29. Слабым электролитом является
1) гидроксид натрия
2) уксусная кислота
3) азотная кислота
30. Наибольшее количество хлорид-ионов образуется в растворе при диссоциации 1 моль
1) хлорида меди( II)
2) хлорида кальция
3) хлорида железа( III)
4) хлорида лития
31. Газ выделяется при взаимодействии растворов
1) сульфата калия и азотной кислоты
2) хлороводородной кислоты и гидроксида калия
3) серной кислоты и сульфита калия
4) карбоната натрия и гидроксида бария
32. Нерастворимая соль образуется при взаимодействии
2) HN О 3 (р-р) и С u О
33. Одновременно не могут находиться в растворе группы:
2) Ва 2+ , Ag + , ОН-, F -
3) Н 3 O + , Са 2+ С l - , NO 3 -
4) Mg 2+ , Н 3 O + , В r - , С l -
34. Какое молекулярное уравнение соответствует сокращенному ионному уравнению H + + ОН - = H 2 O?
1) ZnCl 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 + 2NaCl
35. Газ выделяется при взаимодействии растворов
2) хлороводородной кислоты и гидроксида бария
3) азотной кислоты и сульфида натрия
36. Одновременно не могут находиться в растворе все ионы ряда
1) Fe 3+ , К + , С l - , S0 4 2-
2) Fe 3+ , Na + , NO 3 - , SO 4 2-
3) Са 2+ , Li + , NO 3 - , С l -
4) Ba 2+ , Cu 2+ , OH - , F -
37. Соль и щелочь образуются при взаимодействии растворов
1) А1С1 3 и NaOH
38. Нерастворимая соль образуется при сливании водных растворов
1) гидроксида калия и хлорида алюминия
2) сульфата меди( II) и сульфида калия
3) серной кислоты и гидроксида лития
4) карбоната натрия и хлороводородной кислоты
39. Осадок выпадет при взаимодействии растворов
40. Сокращенное ионное уравнение Fe 2+ + 2OH - = Fe(OH) 2
соответствует взаимодействию веществ:
2) FeSO 4 и LiOH
41. При добавлении раствора гидроксида натрия к раствору неизвестной соли образовался, а затем исчез бесцветный студенистый осадок. Формула неизвестной соли
42. Краткое ионное уравнение
Cu 2+ + S 2- = CuS соответствует реакции между
43. Продуктами необратимо протекающей реакции ионного не могут быть
1) сернистый газ, вода и сульфат натрия
2) карбонат кальция и хлорид натрия
3) вода и нитрат бария
4) нитрат натрия и карбонат калия
44. При добавлении раствора гидроксида натрия к раствору неизвестной соли образовался бурый осадок. Формула неизвестной соли
45. Краткое ионное уравнение
H + + ОН - = Н 2 O соответствует реакции между
4) НС1 и С u( ОН) 2
46. Хлорид натрия может быть получен в реакции ионного обмена в растворе между
1) гидроксидом натрия и хлоридом калия
2) сульфатом натрия и хлоридом бария
3) нитратом натрия и хлоридом серебра
4) хлоридом меди( II) и нитратом натрия
47. Продуктами необратимо протекающей реакции ионного обмена не могут быть
1) вода и фосфат натрия
2) фосфат натрия и сульфат калия
3) сероводород и хлорид железа( II)
4) хлорид серебра и нитрат натрия
48. При добавлении раствора гидроксида натрия к раствору неизвестной соли образовался синий осадок. Формула неизвестной соли
49. Краткое ионное уравнение реакции между С u( ОН) 2 и соляной кислотой
1) Н + + ОН - = Н 2 O
2) С u( ОН) 2 +2С l - = CuCl 2 + 2O Н -
3) Cu 2+ + 2 НС1 = CuCl 2 + 2 Н +
4) Cu(OH) 2 + 2 Н + = С u 2+ + 2 Н 2 O
50. Практически необратимо протекает реакция межлу
2) NaCl и CuSO 4
51. Сокращенное ионное уравнение
2 H + + CO 3 2- =CO 2 +H 2 O соответствует взаимодействию
1) азотной кислоты с карбонатом кальция
2) сероводородной кислоты с карбонатом калия
3) соляной кислоты с карбонатом калия
4) гидроксида кальция с оксидом углерода ( IV)
52. С выпадением осадка протекает реакция между раствором гидроксида натрия и
Теория электролитической диссоциации
Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.
Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.
Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).
Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.
Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.
К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.
В чем же суть процесса электролитической диссоциации?
Поместим в пробирку несколько кристаллов хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое время кристаллы растворятся. Что произошло?
Хлорид натрия – вещество с ионной кристаллической решеткой. Кристалл NaCl состоит из ионов Na + и Cl — . В воде этот кристалл распадается на структурные единицы-ионы. При этом распадаются ионные химические связи и некоторые водородные связи между молекулами воды. Попавшие в воду ионы Na + и Cl — вступают во взаимодействие с молекулами воды. В случае хлорид-ионов можно говорить про электростатическое притяжение дипольных (полярных) молекул воды к аниону хлора, а в случае катионов натрия оно приближается по своей природе к донорно-акцепторному (когда электронная пара атома кислорода помещается на вакантные орбитали иона натрия). Окруженные молекулами воды ионы покрываются гидратной оболочкой. Диссоциация хлорида натрия описывается уравнением:
NaCl = Na + + Cl –
При растворении в воде соединений с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе. Например, соляная ксилота диссоциирует на ионы так: HCl = H + + Cl — .
При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.
Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:
Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.
Nпродисс — это число продиссоциировавших молекул,
Nисх — это исходное число молекул.
По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные и слабые.
Сильные электролиты (α≈1):
1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH3COOK, формиат натрия HCOONa и др.)
2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO3, H2SO4 (по первой ступени), HClO4 и др.;
3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е. степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ. В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.
Слабые электролиты (α <1):
1. Слабые кислоты, в т.ч. органические;
2. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH4OH;
3. Нерастворимые и некоторые малорастворимые соли (в зависимости от растворимости).
Неэлектролиты:
1. Оксиды, не взаимодействующие с водой (взаимодействующие с водой оксиды при растворении в воде вступают в химическую реакцию с образованием гидроксидов);
2. Простые вещества;
3. Большинство органических веществ со слабополярными или неполярными связями (альдегиды, кетоны, углеводороды и т.д.).
Как диссоциируют вещества? По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты.
Сильные электролиты диссоциируют полностью (в насыщенных растворах), в одну ступень, все молекулы распадаются на ионы, практически необратимо. Обратите внимание — при диссоциации в растворе образуются только устойчивые ионы. Самые распространенные ионы можно найти в таблице растворимости — это ваша официальная шпаргалка на любом экзамене. Степень диссоциации сильных электролитов примерно равна 1. Например, при диссоциации фосфата натрия образуются ионы Na + и PO4 3– :
Диссоциация слабых электролитов : многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо. Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц. Например, угольная кислота:
HCO3 – ↔ H + + CO3 2–
Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:
Mg(OH)2 ⇄ Mg(OH) + OH –
Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –
Кислые соли диссоциируют также ступенчато, сначала разрываются ионные связи, затем — ковалентные полярные. Например, гидрокабонат калия и гидроксохлорид магния:
KHCO3 ⇄ K + + HCO3 – (α=1)
Mg(OH)Cl ⇄ MgOH + + Cl – (α=1)
MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α
Степень диссоциации слабых электролитов намного меньше 1: α
Основные положения теории электролитической диссоциации, таким образом:
1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы.
2. Причина диссоциации электролиты в воде – это его гидратация, т.е. взаимодействие с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.
3. Под действием внешнего электрического поля положительно заряженные ионы двигаюися к положительно заряженному электроду — катоду, их называют катионами. Отрицательно заряженные электроны двигаются к отрицательному электроду – аноду. Их называют анионами.
4. Электролитическая диссоциация происходит обратимо для слабых электролитов, и практически необратимо для сильных электролитов.
5. Электролиты могут в разной степени диссоциировать на ионы — в зависимости от внешних условий, концентрации и природы электролита.
6. Химические свойства ионов отличаются от свойств простых веществ. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые из него образуются при диссоциации.
Примеры .
1. При неполной диссоциации 1 моль соли общее количество положительных и отрицательных ионов в растворе составило 3,4 моль. Формула соли – а) K2S б) Ba(ClO3)2 в) NH4NO3 г) Fe(NO3)3
Решение: для начала определим силу электролитов. Это легко можно сделать по таблице растворимости. Все соли, приведенные в ответах — растворимые, т.е. сильные электролиты. Далее, запишем уравнения электролитической диссоциации и по уравнению определим максимально число ионов в каждом растворе:
а) K2S ⇄ 2K + + S 2– , при полном распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не получится никак;
б) Ba(ClO3)2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO3 – , опять при распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не образуется никак;
в) NH4NO3 ⇄ NH4 + + NO3 – , при распаде 1 моль нитрата аммония образуется 2 моль ионов максимально, больше 2 моль ионов не образуется никак;
г) Fe(NO3)3 ⇄ Fe 3+ + 3NO3 – , при полном распаде 1 моль нитрата железа (III) образуется 4 моль ионов. Следовательно, при неполном распаде 1 моль нитрата железа возможно образование меньшего числа ионов (неполный распад возможен в насыщенном растворе соли). Следовательно, вариант 4 нам подходит.
Читайте также: