Электролитическая диссоциация. Ионные реакции обмена

22.12.2023

Еще на заре изучения электрических явлений ученые заметили, что ток могут проводить не только металлы, но и растворы. Но не всякие. Так, водные растворы поваренной соли и других солей, растворы сильных кислот и щелочей хорошо проводят ток. Растворы уксусной кислоты, углекислого и сернистого газа проводят его намного хуже. А вот растворы спирта, сахара и большинства других органических соединений вовсе не проводят электрический ток.

Электрический ток - это направленное движение свободных заряженных частиц . В металлах такое движение осуществляется за счет относительно свободных электронов, электронного газа. Но не только металлы способны проводить электрический ток.

Электролиты - это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

Неэлектролиты - это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.

Для описания электропроводности некоторых растворов необходимо понимать, что такое раствор. К концу XIX века существовало 2 основных теории растворов

· Физическая . Согласно этой теории раствор-это чисто механическая смесь компонентов и никакого взаимодействия между частицами в нем нет. Она хорошо описывала свойства электролитов, но имела определенные сложности в описании растворов электролитов.

· Химическая . Согласно этой теории при растворении происходит химическая реакция между растворяемым веществом и растворителем. Это подтверждается наличием теплового эффекта при растворении, также изменением цвета. Например, при растворении белого безводного сульфата меди, образуется насыщенный синий раствор.

Истина оказалась между двумя этими крайними точками. А именно, в растворах протекает и химический и физический процесс .

В 1887 году шведский физико - химик Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы – ионы, которые могут передвигаться к электродам – отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду.

Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название электролитической диссоциации (дословный перевод – расщепление, разложение под действием электричества). Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются только переносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит через раствор ток или нет. При активном участии Сванте Аррениуса была сформулирована теория электролитической диссоциации, которою часто называют в честь этого ученого. Основная идея данной теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. И именно эти ионы являются носителями заряда и отвечают за электропроводность раствора.

1. Электролиты в растворах под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Такой процесс называется электролитической диссоциацией. Диссоциация также может проходить при расплавлении твердых электролитов.

2. Ионы отличаются от атомов по составу и свойствам. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии. Ионы в гидратированном состоянии отличаются по свойствам от ионов в газообразном состоянии вещества. Это объясняется так: ионных соединениях уже изначально присутствуют катионы и анионы. При растворении, молекула воды начинает подходить к заряженным ионам - положительным полюсом к отрицательному иону, отрицательным полюсом - к положительному. Ионы называются гидратированными.

3. В растворах или расплавах электролитов ионы движутся хаотично, но при пропускании электрического тока ионы движутся направленно: катионы – к катоду, анионы - к аноду.

В свете теории электролитической диссоциации, можно дать определении основаниям, кислотам и солям как электролитам.

Основания – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах, образуется только один вид анионов: гидроксид-анион: OH -

NaOH ↔ Na + + OH −

Диссоциация оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, происходит ступенчато.

Ba(OH) 2 ↔ Ba(ОН) + + OH − Первая ступень

Ba(OH) + ↔ Ba 2+ + 2OH − Вторая ступень

Ba(OH) 2 ↔ Ba 2+ + 2 OH − Суммарное уравнение

Кислоты - это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах, образуется только один вид катионов:H + , Ионом водорода называют именно гидратированный протон и обозначают H 3 O + , но для простоты записывают H +

HNO 3 ↔ H + + NO 3 −

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - Первая ступень:

H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- Вторая ступень:

HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3- Третья ступень:

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- Суммарное уравнение

Соли - это электролиты, дислоцирующие в водных растворах на катионы металла и анионы кислотного остатка.
Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2−

Средние соли это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла или катионы аммония, и анионы кислотного остатка.

Основные соли - это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла, гидроксид анионы и анионы кислотного остатка.

Кислые соли это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла, катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Двойные соли - это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы нескольких металлов и анионы кислотного остатка.

KAl (SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2

Смешенные соли - это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла и анионы нескольких кислотных остатков

Электролитическая диссоциация в той или иной степени процесс обратимый. Но при растворении некоторых соединений равновесие диссоциации в значительной степени смещено в сторону диссоциируемой формы. В растворах таких электролитов диссоциация протекает практически необратимо. Поэтому при написании уравнений диссоциации таких веществ пишется или знак равенства или прямую стрелку, обозначающую, что реакция происходит практически необратимо. Такие вещества называют сильными электролитами.

Слабыми называются электролиты, в которых диссоциация происходит незначительно. При написании используют знак обратимости.Таб.1.

Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации .

Силу электролита можно охарактеризовать и при помощи константы химического равновесия диссоциации. Называется константа диссоциации.

Факторы, влияющие на степень электролитической диссоциации:

· Природа электролита

· Концентрация электролита в растворе

· Температура

При увеличении температуры и разбавлении раствора, степень электролитической диссоциации увеличивается. Поэтому оценить силу электролита можно только сравнивания их при одинаковых условиях. За стандарт принята t=18 0 С и с=0,1 моль/л.

СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Степень диссоциации при 18 0 С в растворах с концентрацией электролита 0,1 моль/л близка к 100%.диссоциируют практически необратимо.

Степень диссоциации при 18 0 С в растворах с концентрацией электролита 0,1 моль/л значительно меньше 100%.Диссоцииация необратима.

· Некоторые неорганические кислоты (НNO 3 , HClO 4 ,HI, HCl, HBr, H 2 SO 4)

· Гидроксиды металлов, кроме IA и IIAгрупп, раствор аммиака

· Многие неорганические кислоты (H 2 S, HCN, HClO, HNO 2)

· Органические кислоты (HCOOH, CH 3 COOH)

Сущность реакции в растворах электролитов выражается ионным уравнением. В нем учитывается тот факт, что в одном растворе электролиты присутствуют в виде ионов. А слабые электролиты и недиссоциируемые вещества записываются в диссоциируемой на ионы форме. Растворимость электролита в воде нельзя использовать как критерий его силы. Многие нерастворимые в воде соли, являются сильными электролитами, но концентрация ионов в растворе оказывается очень низкой именно вследствие их низкой растворимости. Именно потому при написании уравнений реакций с участием таких веществ их принято записывать в недиссоциированной форме.

Реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов.

Существует несколько форм связывания ионов.

1. Образование осадка

2. Выделение газа

3. Образование слабого электролита.

· 1. Образование осадка:

BaCl 2 + Na 2 CO 3 → BaCO 3 ↓ + 2NaCl.

Ba 2+ +2Cl - + 2Na + + CO 3 2- →BaCO 3 ↓ + 2Na + +2Cl - полное ионное уравнение

Ba 2+ + CO 3 2- → BaCO 3 ↓ сокращенное ионное уравнение.

Сокращенное ионное уравнение показывает, что при взаимодействии любого растворимого соединения, содержащего ион Ba 2+ с соединением, содержащим карбонат анион CO 3 2 , - в результате получится нерастворимый осадок BaCO 3 ↓.

· 2. Выделение газа.

Na 2 CO 3 +H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2

2Na + + CO 3 2- +2H + + SO 4 2 - → 2Na + + SO 4 2 - + H 2 O + CO 2 полное ионное уравнение

2H + + CO 3 2- → H 2 O + CO 2 сокращенное ионное уравнение.

· 3. Образование слабого электролита

KOH + HBr → KBr + H 2 O

K + + OH - + H + + Br - → K + + Br - + H 2 O полное ионное уравнение

OH - + H + → H 2 O сокращенное ионное уравнение.

Рассматривая эти примеры, мы убедились, что все реакции в растворах электролитов происходят в направлении связывания ионов.

Сокращённое ионное уравнение Н + + ОН − = H 2 O соответствует взаимодействию азотной кислоты с:

1) оксидом натрия

2) гидроксидом меди

3) гидроксидом натри

Ответ: 3

Пояснение:

Азотная кислота является сильной кислотой, следовательно, практически все ее молекулы диссоциируют на катионы H + и анионы NO 3 − . На гидроксид-ионы OH − диссоциируют сильные растворимые в воде основания, т.е. щелочи. Из всех вариантов ответов, представленных в задании, подходит гидроксид натрия, который в водном растворе распадается на Na + и OH − .

Полное ионное уравнение реакции NaOH и HNO 3: Na + + OH − + H + + NO 3 − = Na + + NO 3 − + H 2 O. Сократив слева и справа в уравнении одинаковые ионы, получим сокращенное ионной уравнение, представленное в задании. Данная реакция идет за счет образования малодиссоциирующего вещества – воды.

Оксид натрия не диссоциирует в воде, а реагирует с ней с образованием щелочи:

Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH.

Гидроксид меди является нерастворимым основанием, поэтому в воде не диссоциирует.

Полное ионное уравнение Cu(OH) 2 + 2H + + 2NO 3 − = Cu 2+ + 2NO 3 − + 2H 2 O

Сокращенное ионное уравнение: Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O

Растворимая в воде соль KNO 3 при диссоциации не дает гидроксид-ионы. Являясь сильным электролитом, она распадается на катионы K + и анионы NO 3 −

Осадок выпадает при приливании серной кислоты к раствору, содержащему ионы:

1) NH 4 + и NO 3 −

2) K + и SiO 3 2−

Ответ: 2

Пояснение:

Серная кислота является сильным электролитом и в воде диссоциирует на ионы: H + и SO 4 2- . При взаимодействии катионов H + с анионами SiO 3 2− образуется не растворимая в воде кремниевая кислота H 2 SiO 3 .

Кислотный остаток серной кислоты SO 4 2- не образует осадков с предложенными катионами, как можно проверить по таблице растворимости кислот, оснований и солей в воде.

Катион H + , кроме как с SiO 3 2− , также не образует осадков с предложенными анионами.

Сокращённое ионное уравнение Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 соответствует взаимодействию между:

1) CuSO 4 (p-p) и Fe(OH) 3

2) CuS и Ba(OH) 2 (p-p)

3) CuCl 2 (p-p) и NaOH (p-p)

Ответ: 3

Пояснение:

В первом случае реакция между сульфатом меди CuSO 4 и гидроксидом железа (III) Fe(OH) 3 не протекает, поскольку гидроксид железа является нерастворимым основанием и не диссоциирует в водном растворе.

Во втором случае реакция также не идет из-за нерастворимости сульфида меди CuS.

В третьем варианте реакция обмена между хлоридом меди (II) и NaOH протекает за счет выпадения осадка Cu(OH) 2 .

Уравнение реакции в молекулярном виде выглядит следующим образом:

CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl.

Уравнение этой реакции в полном ионном виде:

Cu 2+ + 2Cl − + 2Na + + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Cl − .

Сократив одинаковые ионы Na + и Cl − в левой и правой частях полного ионного уравнения, получаем сокращенное ионное уравнение:

Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓

Оксид меди CuO (II), являясь оксидом переходного металла (IA группы) с водой не взаимодействует, так как не образует растворимого основания.

Взаимодействию растворов хлорида меди(II) и гидроксида калия соответствует сокращённое ионное уравнение:

1) Cl − + K + = KCl

2) CuCl 2 + 2OH − = Cu(OH) 2 + 2Cl −

3) Cu 2+ + 2KOH = Cu(OH) 2 + 2K +

Ответ: 4

Пояснение:

Реакция обмена между растворами хлорида меди (II) и гидроксида калия в молекулярном виде записывается следующим образом:

CuCl 2 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2KCl

Реакция проходит за счет выпадения голубого осадка Cu(OH) 2 .

CuCl 2 и KOH являются растворимыми соединениями, поэтому в растворе распадаются на ионы.

Запишем реакцию в полном ионном виде:

Cu 2+ + 2Cl − + 2K + + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ + 2Cl − + 2K +

Сокращаем одинаковые ионы 2Cl − и 2K +

слева и справа полного ионного уравнения и получаем сокращенное ионное уравнение:

Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓

KCl, CuCl 2 и KOH являются растворимыми веществами и в водном растворе диссоциируют на катионы и анионы практически нацело. В других предложенных вариантах ответов эти соединения фигурируют в недиссоциированном виде, поэтому варианты 1, 2 и 3 не являются верными.

Какое сокращённое ионное уравнение соответствует взаимодействию силиката натрия с азотной кислотой?

1) K + + NO 3 − = KNO 3

2) H + + NO 3 − = HNO 3

3) 2H + + SiO 3 2- = H 2 SiO 3

Ответ: 3

Пояснение:

Реакцию взаимодействия силиката натрия с азотной кислотой (реакция обмена) в молекулярном виде записывается следующим образом:

Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = H 2 SiO 3 ↓ + 2NaNO 3

Поскольку силикат натрия – растворимая соль, а азотная кислота является сильной, оба вещества в растворе диссоциируют на ионы. Запишем реакцию в полном ионном виде:

2Na + + SiO 3 2− + 2H + + 2NO 3 − = H 2 SiO 3 ↓ + 2Na + + 2NO 3 −

SiO 3 2- + 2H + = H 2 SiO 3 ↓

Остальные предложенные варианты не отражают признака реакции – выпадение осадка. Кроме того, в представленных вариантах ответа растворимые соли KNO 3 и K 2 SiO 3 и сильная кислота HNO 3 представлены в недиссоциированном виде, что, конечно, неверно, поскольку эти вещества сильные электролиты.

Сокращённое ионное уравнение Ba 2+ + SO 4 2− =BaSO 4 соответствует взаимодействию

1) Ba(NO 3) 2 и Na 2 SO 4

2) Ba(OH) 2 и CuSO 4

3) BaO и H 2 SO 4

Ответ: 1

Пояснение:

Реакцию взаимодействия нитрата бария с сульфатом натрия (реакция обмена) в молекулярном виде записывается следующим образом:

Ba(NO 3) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaNO 3

Поскольку нитрат бария и сульфат натрия являются растворимыми солями, оба вещества в растворе диссоциируют на ионы. Запишем реакцию в полном ионном виде:

Ba 2+ + 2NO 3 − + 2Na + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + 2Na + + 2NO 3 −

Сократив ионы Na + и NO 3 − в левой и правой частях уравнения, получим сокращенное ионное уравнение:

Ba 2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓

Реакцию взаимодействия гидроксида бария с сульфатом меди (реакция обмена) в молекулярном виде записывается следующим образом:

Ba(OH) 2 + CuSO 4 = BaSO 4 ↓ + Cu(OH) 2 ↓

Образуются два осадка. Поскольку гидроксид бария и сульфат меди являются растворимыми веществами, то оба в растворе диссоциируют на ионы. Запишем реакцию в полном ионном виде:

Ba 2+ + 2OH − + Cu 2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + Cu(OH) 2 ↓

Реакцию взаимодействия оксида бария с серной кислотой (реакция обмена) в молекулярном виде записывается следующим образом:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

Поскольку BaO является оксидом, в воде не диссоциирует (BaO взаимодействует с водой с образованием щелочи), записываем формулу BaO в недиссоциированном виде. Серная кислота является сильной, поэтому в растворе диссоциирует на катионы H + и анионы SO 4 2− . Реакция протекает за счет выпадения осадка сульфата бария и образования малодиссоциирующего вещества. Запишем реакцию в полном ионном виде:

BaO + 2H + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O

Здесь тоже одинаковых ионов в левой и правой частях уравнения нет и невозможно ничего сократить, то сокращенное ионное уравнение выглядит так же, как и полное.
Реакцию взаимодействия карбоната бария с серной кислотой (реакция обмена) в молекулярном виде записывается следующим образом:

BaCO 3 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + CO 2 + H 2 O

Реакция протекает за счет образования осадка, выделения газа и образования малодиссоциирующего соединения – воды. Поскольку BaCO 3 – это нерастворимая соль, следовательно, в растворе на ионы не распадается, то записываем формулу BaCO 3 в молекулярном виде. Серная кислота является сильной, поэтому в растворе диссоциирует на катионы H + и анионы SO 4 2− . Запишем реакцию в полном ионном виде:

BaCO 3 + 2H + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + CO 2 + H 2 O

Полное ионное уравнение совпадает с сокращенным, поскольку одинаковых ионов в левой и правой частях уравнения нет.

Сокращённое ионное уравнение Ba 2+ + CO 3 2− = BaCO 3 соответствует взаимодействию

1) сульфата бария и карбоната калия

2) гидроксида бария и углекислого газа

3) хлорида бария и карбоната натрия

4) нитрата бария и углекислого газа

Ответ: 3

Пояснение:

Реакция между сульфатом бария BaSO 4 и карбонатом калия K 2 CO 3 не протекает, поскольку сульфат бария – нерастворимая соль. Необходимое условие реакции обмена двух солей – это растворимость обоих солей.

Реакция между гидроксидом бария Ba(OH) 2 и углекислым газом CO 2 (кислотным оксидом) протекает за счет образования нерастворимой соли BaCO 3 . Это реакция взаимодействия щелочи с кислотным оксидом с образованием соли и воды. Запишем реакцию в молекулярном виде:

Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

Поскольку гидроксид бария является растворимым основанием, в растворе он диссоциирует на катионы Ba 2+ и гидроксид-ионы OH − . Оксид углерода в воде не диссоциирует, поэтому в ионных уравнениях его формулу следует записывать в молекулярном виде. Карбонат бария является нерастворимой солью, поэтому в ионном уравнении реакции его также записываем в молекулярном виде. Таким образом, реакция взаимодействия гидроксида бария и углекислого газа в полном ионном виде выглядит следующим образом:

Ba 2+ + 2OH − + CO 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

Поскольку одинаковых ионов в левой и правой частях уравнения нет и невозможно ничего сократить, то сокращенное ионное уравнение выглядит так же, как и полное.

Реакцию взаимодействия хлорида бария с карбонатом натрия (реакция обмена) в молекулярном виде записывается следующим образом:

BaCl 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ↓ + 2NaCl

Поскольку хлорид бария и карбонат натрия являются растворимыми солями, оба вещества в растворе диссоциируют на ионы. Запишем реакцию в полном ионном виде:

Ba 2+ + 2Cl − + 2Na + + CO 3 2- = BaCO 3 ↓ + 2Na + + 2Cl −

Сократив ионы Na + и Cl − в левой и правой частях уравнения, получим сокращенное ионное уравнение:

Ba 2+ + CO 3 2- = BaCO 3 ↓

Реакция между нитратом бария Ba(NO 3) 2 и углекислым газом CO 2 (кислотным оксидом) в водном растворе не протекает. Углекислый газ CO 2 в водном растворе образует слабую неустойчивую угольную кислоту H 2 CO 3 , которая не способна вытеснить сильную HNO 3 из раствора соли Ba(NO 3) 2 .

В ходе урока мы изучим тему «Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена». Рассмотрим теорию электролитической диссоциации и познакомимся с определением электролитов. Познакомимся с физической и химической теорией растворов. Рассмотрим в свете теории электролитической диссоциации определение оснований, кислот и солей, а также научимся составлять уравнения реакций ионного обмена и узнаем об условиях их необратимости.

Тема: Растворы и их концентрация, дисперсные системы, электролитическая диссоциация

Урок: Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена

Электролиты - это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

Неэлектролиты - это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.

Для описания электропроводности некоторых растворов необходимо понимать, что такое раствор. К концу XIX века существовало 2 основных теории растворов:

· Физическая . Согласно этой теории, раствор - это чисто механическая смесь компонентов, и никакого взаимодействия между частицами в нем нет. Она хорошо описывала свойства электролитов, но имела определенные сложности в описании растворов электролитов.

· Химическая . Согласно этой теории, при растворении происходит химическая реакция между растворяемым веществом и растворителем. Это подтверждается наличием теплового эффекта при растворении, а также изменением цвета. Например, при растворении белого безводного сульфата меди образуется насыщенный синий раствор.

Рис. 1. Сванте Аррениус

В 1887 году шведский физико - химик Сванте Аррениус (Рис. 1), исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы - ионы, которые могут передвигаться к электродам - отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду.

Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название (дословный перевод - расщепление, разложение под действием электричества). Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются только переносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит через раствор ток или нет. При активном участии Сванте Аррениуса была сформулирована теория электролитической диссоциации, которую часто называют в честь этого ученого. Основная идея данной теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. И именно эти ионы являются носителями заряда и отвечают за электропроводность раствора.

2. Ионы отличаются от атомов по составу и свойствам. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии. Ионы в гидратированном состоянии отличаются по свойствам от ионов в газообразном состоянии вещества. Это объясняется так: в ионных соединениях уже изначально присутствуют катионы и анионы. При растворении молекула воды начинает подходить к заряженным ионам: положительным полюсом - к отрицательному иону, отрицательным полюсом - к положительному. Ионы называются гидратированными (рис. 2).

Рис. 2

3. В растворах или расплавах электролитов ионы движутся хаотично, но при пропускании электрического тока ионы движутся направленно: катионы - к катоду, анионы - к аноду.

В свете теории электролитической диссоциации можно дать определении основаниям, кислотам и солям как электролитам.

Основания - это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид анионов: гидроксид-анион: OH - .

NaOH ↔ Na + + OH −

Диссоциация оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, происходит ступенчато:

Ba(OH) 2 ↔ Ba(ОН) + + OH − Первая ступень

Ba(OH) + ↔ Ba 2+ + OH − Вторая ступень

Ba(OH) 2 ↔ Ba 2+ + 2 OH − Суммарное уравнение

Кислоты - это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид катионов: H + . Ионом водорода называют именно гидратированный протон и обозначают H 3 O + , но для простоты записывают H + .

HNO 3 ↔ H + + NO 3 −

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - Первая ступень

H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- Вторая ступень

HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3- Третья ступень

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- Суммарное уравнение

Соли - это электролиты, диссоцирующие в водных растворах на катионы металла и анионы кислотного остатка.
Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2−

Средние соли - это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла или катионы аммония и анионы кислотного остатка.

Кислые соли - это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла, катионы водорода и анионы кислотного остатка.

KAl(SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2

Смешанные соли - это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла и анионы нескольких кислотных остатков

Электролитическая диссоциация в той или иной степени - процесс обратимый. Но при растворении некоторых соединений равновесие диссоциации в значительной степени смещено в сторону диссоциируемой формы. В растворах таких электролитов диссоциация протекает практически необратимо. Поэтому при написании уравнений диссоциации таких веществ пишется или знак равенства или прямая стрелка, обозначающая, что реакция происходит практически необратимо. Такие вещества называют сильными электролитами.

Слабыми называются электролиты, в которых диссоциация происходит незначительно. При написании используют знак обратимости. Табл. 1.

Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации .

Силу электролита можно охарактеризовать и при помощи константы химического равновесия диссоциации. Называется она константа диссоциации.

Факторы, влияющие на степень электролитической диссоциации:

· Природа электролита

· Концентрация электролита в растворе

· Температура

При увеличении температуры и разбавлении раствора степень электролитической диссоциации увеличивается. Поэтому оценить силу электролита можно, только сравнивания их при одинаковых условиях. За стандарт принята t = 18 0 С и с = 0,1 моль/л.

Домашнее задание

1. №№6-8 (с. 48) Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е изд. - М.: Просвещение, 2012.

2. Как доказать, что ионы имеют заряд, если они окрашены?

3. Что обусловливает малиновую окраску марганцовки?

ЗАНЯТИЕ 9 10-й класс (первый год обучения)

Теория электролитической диссоциации. Реакции ионного обмена План

1. Электролиты и неэлектролиты.

2. Теория электролитической диссоциации (ТЭД) С.А.Аррениуса.

3. Механизм электролитической диссоциации электролитов с ионной и ковалентной полярной связью.

4. Степень диссоциации.

5. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли с точки зрения ТЭД.

6. Значение электролитов для живых организмов.

7. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Среды водных растворов электролитов. Индикаторы.

8. Реакции ионного обмена и условия их протекания.

По способности проводить электрический ток в водном растворе или расплаве все вещества можно разделить на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты – это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток; в электролитах (кислоты, соли, щелочи) имеются ионные или полярные ковалентные связи.

Неэлектролиты – это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток; в молекулах неэлектролитов (органические вещества, газы, вода) связи ковалентные неполярные или малополярные.

Для объяснения электропроводности растворов и расплавов электролитов Аррениус в 1887 г. создалтеорию электролитической диссоциации , основные положения которой звучат следующим образом.

1. Молекулы электролитов в растворе или расплаве подвергаются диссоциации (распадаются на ионы). Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией . Ионы – это частицы, имеющие заряд. Положительно заряженные ионы – катионы , отрицательно заряженные – анионы . Свойства ионов отличаются от свойств соответствующих нейтральных атомов, что объясняется разным электронным строением этих частиц.

2. В растворе или расплаве ионы движутся хаотически. Однако при пропускании через раствор или расплав электрического тока движение ионов становится упорядоченным: катионы движутся к катоду (отрицательно заряженному электроду), а анионы – к аноду (положительно заряженному электроду).

3. Диссоциация – обратимый процесс. Одновременно с диссоциацией идет ассоциация – процесс образования молекул из ионов.

4. Общая сумма зарядов катионов в растворе или расплаве равна общей сумме зарядов анионов и противоположна по знаку; раствор в целом электронейтрален.

Главной причиной диссоциации в растворах с полярным растворителем является сольватация ионов (в случае водных растворов – гидратация). Диссоциация ионных соединений в водном растворе протекает полностью (KCl, LiNO 3 , Ba(OH) 2 и др.). Электролиты с полярной ковалентной связью могут диссоциировать частично или полностью в зависимости от величины полярности связи (H 2 SO 4 , HNO 3 , HI и др.). В водном растворе образуются гидратированные ионы, но для простоты записи в уравнениях изображаются ионы без молекул воды:

Одни электролиты диссоциируют полностью, другие – частично. Для характеристики диссоциации вводится понятие степень электролитической диссоциации . Величинапоказывает отношение числа диссоциировавших молекулn к числу растворенных молекул N электролита в растворе:

= n /N .

Степень диссоциации увеличивается при разбавлении раствора и при повышении температуры раствора. В зависимости от степени диссоциации электролиты делятся на сильные, средней силы и слабые. Сильные электролиты практически полностью диссоциируют в растворе, их степень диссоциации больше 30% и стремится к 100%. К средним электролитам относятся электролиты, степень диссоциации которых колеблется в пределах от 3% до 30%. Степень диссоциации слабых электролитов меньше 3%. К сильным электролитам относятся соли, сильные кислоты, щелочи. К слабым – слабые кислоты, нерастворимые основания, гидроксид аммония, вода.

С точки зрения теории электролитической диссоциации можно дать определения веществам разных классов.

Кислоты – это электролиты, образующие при диссоциации катионы водорода и анионы кислотного остатка. Число ступеней диссоциации зависит от основности кислоты, например:

HCl H + + Cl – ,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – 2H + + CO 3 2– .

Основания – это электролиты, диссоциирующие на катионы металла и анионы гидроксигрупп. Число ступеней диссоциации зависит от кислотности основания, например:

NaOH Na + + 2OH – ,

Ca(OH) 2 CaOH + + OH – Ca 2+ + 2OH – .

Амфотерные гидроксиды – это слабые электролиты, которые при диссоциации образуют как катионы водорода, так и анионы гидроксигруппы, например:

Zn(OH) 2 ZnOH + + OH – Zn 2+ + 2OH – ,

H 2 ZnO 2 H + + HZnO 2 – 2H + + ZnO 2 2– .

Средние соли – это электролиты, диссоциирующие на катионы металла и анионы кислотного остатка, например:

Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2– .

Кислые соли – это электролиты, диссоциирующие на катионы металла и сложные анионы, в состав которых входят атомы водорода и кислотный остаток, например:

NaНСO 3 Na + + НСO 3 – .

Основные соли – это электролиты, диссоциирующие на анионы кислотного остатка и сложные катионы, состоящие из атомов металла и гидроксигрупп, например:

Сu(OН)Сl CuОН + + Сl – .

Комплексные соли – это электролиты, образующие при диссоциации сложные комплексные ионы, которые довольно устойчивы в водных растворах, например:

K 3 3K + + 3– .

Электролиты являются составной частью жидкостей и тканей живых организмов. Для нормального протекания физиологических и биохимических процессов необходимы катионы натрия, калия, кальция, магния, водорода, анионы хлора, сульфат-ионы, гидрокарбонат-ионы, гидроксид-ионы и др. Концентрации этих ионов в организме человека различны. Так, например, концентрации ионов натрия и хлора весьма значительны и ежедневно пополняются. Концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов очень малы, но играют большую роль в жизненных процессах, способствуя нормальному функционированию ферментов, обмену веществ, перевариванию пищи и т.д.

Диссоциация воды .

Водородный показатель

Вода является слабым амфотерным электролитом. Уравнение диссоциации воды имеет вид:

Н 2 O Н + + ОН –

2Н 2 O Н 3 О + + ОН – .

Концентрация протонов и гидроксид-ионов в воде одинакова и составляет 10 –7 моль/л при 25 °С.

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов называется ионным произведением воды и при 25 °С составляет 10 –14 .

Среду любого водного раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов Н + или ОН – . Различают нейтральную, кислую и щелочную среды растворов.

В нейтральной среде раствора:

10 –7 моль/л,

в кислой среде раствора:

> , т.е. > 10 –7 моль/л,

в щелочной среде раствора:

> , т.е. > 10 –7 моль/л.

Для характеристики среды раствора удобно пользоваться водородным показателем рН (табл. 1, см. с. 14). Водородный показатель – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:

рН = –lg.

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 %:

где n – число частиц, подвергшихся электролитической диссоциации;

n 0 – общее число частиц в растворе.

Сильные электролиты – почти все соли, растворимые основания (NaOH , KOH , Ba (OH ) 2 и др.), неорганические кислоты (H 2 SO 4 , HCl , HNO 3 , HBr , HI и др).

Слабые электролиты – нерастворимые основания и NH 4 OH , неорганические кислоты (H 2 CO 3, , H 2 S , HNO 2, H 3 PO 4 и др.), органические кислоты и вода H 2 O .

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

HCl = H + + Cl – H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2–

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

1. H 2 SO 3 ⇄ H + + HSO 3 - 2. HSO 3 - ⇄ H + + SO 3 2-

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): NH 4 OH ⇄ NH 4 + + OH – . Процесс электролитической диссоциации завершается установлением в системе состояния химического равновесия, которое характеризуется константой равновесия:

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

Между К Д и α существует количественная связь:

(13)

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

Для слабых электролитов, когда α 1, К Д = α 2 С.

Вода является слабым электролитом, поэтому диссоциирует обратимо:

H 2 O ⇄ H + + OH – ∆ H = +56,5кДж/моль

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

К Д [ H 2 O ] = [ H + ]∙[ OH - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14

[ H + ]∙[ OH - ] = 10 -14 = K W – ионное произведение воды

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 < 7 . В кислых средах рН меняется в пределах 0 < рН < 7 . В щелочных средах [ H + ] < [ОН – ] и [ H + ] < 10 -7 моль/л , следовательно, рН > 7 . Пределы изменения рН: 7 < рН < 14 .

Реакции ионного обмена (РИО) – это реакции между ионами, протекающие в водных растворах электролитов. Отличительная особенность обменных реакций: элементы, входящие в состав реагирующих веществ, не меняют свою степень окисления. Реакции ионного обмена являются необратимыми реакциями и протекают при условии : 1) образования малорастворимого вещества, 2) выделения газообразного вещества, 3) образования слабого электролита.

При протекании РИО противоположно заряженные ионы связываются и выводятся из сферы реакции. Сущность реакций ионного обмена выражают с помощью ионных уравнений, которые, в отличие от молекулярных, показывают истинных участников реакции. При составлении ионных уравнений следует руководствоваться тем, что вещества малодиссоциирующие, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные записываются в молекулярной форме. Сильные растворимые электролиты записываются в виде ионов. Поэтому при написании ионных уравнений необходимо пользоваться таблицей растворимости солей и оснований в воде.

Гидролиз – это процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводящий к образованию малодиссоциирующих соединений; является частным случаем реакций ионного обмена. Гидролизу подвергаются соли, образованные:

слабой кислотой и сильным основанием (NaCH 3 COO , Na 2 CO 3 , Na 2 S , );

слабым основанием и сильной кислотой (NH 4 Cl , FeCl 3 , AlCl 3 ,);

слабым основанием и слабой кислотой (NH 4 CN , NH 4 CH 3 COO ).

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются: Na 2 SO 4 , BaCl 2 , NaCl , NaJ и т.д.

Гидролиз солей увеличивает концентрации ионов Н + 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).