Диссоциация сильных электролитов пример. Электролиты и электролитическая диссоциация. Механизм ЭД соединений с ковалентной сильнополярной связью
Данный урок посвящен изучению темы «Электролитическая диссоциация». В процессе изучения этой темы Вы поймете суть некоторых удивительных фактов: почему растворы кислот, солей и щелочей проводят электрический ток; почему температура кипения раствора электролита выше по сравнению с раствором неэлектролита.
Тема: Химическая связь.
Урок: Электролитическая диссоциация
Тема нашего урока - «Электролитическая диссоциация ». Мы попробуем объяснить некоторые удивительные факты:
Почему растворы кислот, солей и щелочей проводят электрический ток.
Почему температура кипения раствора электролита всегда будет выше, чем температура кипения раствора не электролита той же концентрации.
Сванте Аррениус
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.
Электрический ток - это направленное движение свободных заряженных частиц . Вы уже знаете, что растворы и расплавы солей и щелочей электропроводны, так как состоят не из нейтральных молекул, а из заряженных частиц - ионов. При расплавлении или растворении ионы становятся свободными переносчиками электрического заряда.
Процесс распада вещества на свободные ионы при его растворении или расплавлении называют электролитической диссоциацией.
Рис. 1. Схема распада на ионы хлорида натрия
Сущность электролитической диссоциации заключается в том, что ионы становятся свободными под влиянием молекулы воды. Рис.1. Процесс распада электролита на ионы отображают с помощью химического уравнения. Запишем уравнение диссоциации хлорида натрия и бромида кальция. При диссоциации одного моля хлорида натрия образуются один моль катионов натрия и один моль хлорид - анионов. NaCl ⇄ Na + + Cl -
При диссоциации одного моля бромида кальция образуется один моль катионов кальция и два моля бромид - анионов.
Ca Br 2 ⇄ Ca 2+ + 2 Br -
Обратите внимание: так как в левой части уравнения записана формула электронейтральной частицы, то суммарный заряд ионов должен быть равен нулю .
Вывод : при диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотного остатка.
Рассмотрим процесс электролитической диссоциации щелочей. Запишем уравнение диссоциации в растворе гидроксида калия и гидроксида бария.
При диссоциации одного моля гидроксида калия образуются один моль катионов калия и один моль гидроксид-анионов. KOH ⇄ K + + OH -
При диссоциации одного моля гидроксида бария образуются один моль катионов бария и два моля гидроксид - анионов. Ba (OH ) 2 ⇄ Ba 2+ + 2 OH -
Вывод: при электролитической диссоциации щелочей образуются катионы металла и гидроксид - анионы.
Нерастворимые в воде основания практически не подвергаются электролитической диссоциации , так как в воде они практически нерастворимы, а при нагревании - разлагаются, так что расплав их получить не удается.
Рис. 2. Строение молекул хлороводорода и воды
Рассмотри процесс электролитической диссоциации кислот. Молекулы кислот образованы ковалентной полярной связью, а значит, кислоты состоят не из ионов, а из молекул.
Возникает вопрос - как же тогда кислота диссоциирует, т. е как в кислотах образуются свободные заряженные частицы? Оказывается, ионы образуются в растворах кислот именно при растворении.
Рассмотрим процесс электролитической диссоциации хлороводорода в воде , но для этого запишем строение молекул хлороводорода и воды. Рис.2.
Обе молекулы образованы ковалентной полярной связью. Электронная плотность в молекуле хлороводорода смещена к атому хлора, а в молекуле воды - к атому кислорода. Молекула воды способна оторвать катион водорода от молекулы хлороводорода, при этом образуется катион гидроксония Н 3 О + .
В уравнении реакции электролитической диссоциации не всегда учитывают образование катиона гидроксония - обычно говорят, что образуется катион водорода.
Тогда уравнение диссоциации хлороводорода выглядит так:
HCl ⇄ H + + Cl -
При диссоциации одного моля хлороводорода образуются один моль катиона водорода и один моль хлорид - анионов.
Ступенчатая диссоциация серной кислоты
Рассмотри процесс электролитической диссоциации серной кислоты. Серная кислота диссоциирует ступенчато, в две стадии.
I -я стадия диссоциации
На первой стадии отрывается один катион водорода и образуется гидросульфат-анион.
II - я стадия диссоциации
На второй стадии происходит дальнейшая диссоциация гидросульфат - анионов. HSO 4 - ⇄ H + + SO 4 2-
Эта стадия является обратимой, то есть, образующиеся сульфат - ионы могут присоединять к себе катионы водорода и превращаться в гидросульфат - анионы. Это показано знаком обратимости.
Существуют кислоты, которые даже на первой стадии диссоциируют не полностью - такие кислоты являются слабыми. Например, угольная кислота Н 2 СО 3 .
Теперь мы можем объяснить, почему температура кипения раствора электролита будет выше, чем температура кипения раствора неэлектролита.
При растворении молекулы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами растворителя, например - воды. Чем больше частиц растворенного вещества находится в одном объеме воды, тем будет выше его температура кипения. Теперь представим, что в одинаковых объемах воды растворили равные количества вещества-электролита и вещества - неэлектролита. Электролит в воде распадется на ионы, а значит - число его частиц будет больше, чем в случае растворения неэлектролита. Таким образом, наличие свободных частиц в электролите объясняет, почему температура кипения раствора электролита будет выше, чем температура кипения раствора неэлектролита.
Подведение итога урока
На этом уроке вы узнали, что растворы кислот, солей и щелочей электропроводны, так как при их растворении образуются заряженные частицы - ионы. Такой процесс называется электролитической диссоциацией. При диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотных остатков. При диссоциации щелочей образуются катионы металла и гидроксид-анионы. При диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.
1. Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 9 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2009 г.119с.:ил.
2. Попель П.П.Химия:8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений/П.П. Попель, Л.С.Кривля. -К.: ИЦ «Академия»,2008.-240 с.: ил.
3. Габриелян О.С. Химия. 9 класс. Учебник. Издательство: Дрофа.:2001. 224с.
1. №№ 1,2 6 (с.13) Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 9 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2009 г.119с.:ил.
2. Что такое электролитическая диссоциация? Вещества, каких классов относятся к электролитам?
3. Вещества, с каким типом связи являются электролитами?
Самопроизвольный частичный или полный распад растворенных электролитов (см.) 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.
Например:
где КА - молекула электролита, - катион, А - 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 (см. рис. на с. 295).
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 , удерживающие одну молекулу это гидратированный протон . В научной литературе его принято изображать формулой 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, п к общему числу растворенных молекул :
Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если а то диссоциация отсутствует, а если 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 К. Ее легко вывести, применив закон действия масс к равновесию диссоциации электролита :
где КА - равновесная концентрация электролита, и - равновесные концентрации его ионов (см. Равновесие химическое). К от концентрации не зависит. Она зависит от природы электролита, растворителя и температуры.
Для слабых электролитов чем больше К (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:
Первая ступень:
Вторая ступень:
Третья ступень:
Всегда , 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:
Кислые и основные соли также диссоциируют ступенчато. Например:
При этом по первой ступени соль полностью распадается на ионы, что обусловлено ионным характером связи между и ; и 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 , точнее .
Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы:
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 .
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 и :
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 и ), 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 протолити-ческая теория кислог 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:
карбоната кальция:
молекул иода:
Равновесие термической диссоциации подчиняется закону действия масс.
Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые 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.
α=N продисс /N исх, где:
N продисс — это число продиссоциировавших молекул,
N исх — 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 CH 3 COOK, формиат натрия HCOONa и др.)
2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO 3 , H 2 SO 4 (по первой ступени), HClO 4 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 . В 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 NH 4 OH;
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 PO 4 3– :
Na 3 PO 4 → 3Na + +PO 4 3-
NH 4 Cr(SO 4) 2 → NH 4 + + Cr 3+ + 2SO 4 2–
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:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 –
HCO 3 – ↔ H + + CO 3 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:
KHCO 3 ⇄ K + + HCO 3 – (α=1)
HCO 3 – ⇄ H + + CO 3 2– (α < 1)
Mg(OH)Cl ⇄ MgOH + + Cl – (α=1)
MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α<< 1)
Степень диссоциации слабых электролитов намного меньше 1: α<<1.
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) K 2 S б) Ba(ClO 3) 2 в) NH 4 NO 3 г) Fe(NO 3) 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) K 2 S ⇄ 2K + + S 2– , при полном распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не получится никак;
б) Ba(ClO 3) 2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO 3 – , опять при распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не образуется никак;
в) NH 4 NO 3 ⇄ NH 4 + + NO 3 – , при распаде 1 моль нитрата аммония образуется 2 моль ионов максимально, больше 2 моль ионов не образуется никак;
г) Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 – , 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.
При диссоциации кислот роль катионов играют ионы водорода (H +), других катионов при диссоциации кислот не образуется:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Именно ионы водорода придают кислотам их характерные свойства: кислый вкус, окрашивание индикатора в красный цвет и проч.
Отрицательные ионы (анионы), отщепляемые от молекулы кислоты, составляеют кислотный остаток .
Одной из характеристик диссоциации кислот является их оснОвность - число ионов водорода, содержащихся в молекуле кислоты, которые могут образоываваться при диссоциации:
- одноосновные кислоты: HCl, HF, HNO 3 ;
- двухосновные кислоты: H 2 SO 4 , H 2 CO 3 ;
- трехосновные кислоты: H 3 PO 4 .
Процесс отщепления катионов водорода в многоосновных кислотах происходит ступенчато: сначала отщепляется один ион водорода, затем другой (третий).
Ступенчатая диссоциация двухосновной кислоты:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Ступенчатая диссоциация трехосновной кислоты:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
При диссоциации многоосновных кислот самая высокая степень диссоциации приходится на первую ступень. Например, при диссоциации фосфорной кислоты степень диссоциации первой ступени равняется 27%; второй - 0,15%; третьей - 0,005%.
Диссоциация оснований
При диссоциации оснований роль анионов играют гидроксид-ионы (ОH -), других анионов при диссоциации оснований не образуется:
NaOH ↔ Na + + OH -
Кислотность основания определяется кол-вом гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы основания:
- однокислотные основания - KOH, NaOH;
- двухкислотные основания - Ca(OH) 2 ;
- трехкислотные основания - Al(OH) 3 .
Многокислотные основания диссоциируют, по аналогии с кислотами, также ступенчато - на каждом этапе отщепляется по одному гидроксид-иону:
Некоторые вещества, в зависимости от условий, могут выступать, как в роли кислот (диссоциировать с отщеплением катионов водорода), так и в роли оснований (диссоциировать с отщеплением гидроксид-ионов). Такие вещества называются амфотерными (см. Кислотно-основные реакции).
Диссоциация Zn(OH) 2 , как основания:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Диссоциация Zn(OH) 2 , как кислоты:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Диссоциация солей
Соли диссоциируют в воде на анионы кислотных остатков и катионы металлов (или других соединений).
Классификация диссоциации солей:
- Нормальные (средние) соли получаются полным одновременным замещением всех атомов водорода в кислоте на атомы металла - это сильные электролиты, полностью диссоциируют в воде с образованием катоинов металла и однокислотного остатка: NaNO 3 , Fe 2 (SO 4) 3 , K 3 PO 4 .
- Кислые соли содержат в своем составе кроме атомов металла и кислотного остатка, еще один (несколько) атомов водорода - диссоциируют ступенчато с образованием катионов металла, анионов кислотного остатка и катиона водорода: NaHCO 3 , KH 2 PO 4 , NaH 2 PO 4 .
- Основные соли содержат в своем составе кроме атомов металла и кислотного остатка, еще одну (несколько) гидроксильных групп - диссоциируют с образованием катионов металла, анионов кислотного остатка и гидроксид-иона: (CuOH) 2 CO 3 , Mg(OH)Cl.
- Двойные соли получаются одновременным замещением атомов водорода в кислоте на атомы различных металлов: KAl(SO 4) 2 .
- Смешанные соли диссоциируют на катионы металла и анионы нескольких кислотных остатков: CaClBr.
Все вещества по способности в растворе или в расплавленном состоянии проводить электрический ток можно подразделить на две группы: электролиты и неэлектролиты.
Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и соли.
Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых электрический ток не проводят. Например, многие органические вещества.
Способность электролитов (проводников II рода) проводить электрический ток принципиально отличается от электропроводности металлов (проводников I рода): электропроводность металлов обусловлена движением электронов, а электропроводность электролитов связана с движением ионов.
Было обнаружено, что в растворах кислот, оснований и солей экспериментально найденные значения p, tкрист., tкип., pосм, больше теоретически рассчитанных для того же раствора по его молярной концентрации в i раз (i - изотонический коэффициент). Причем число частиц в растворе NaCl увеличилось почти в 2 раза, а в растворе СаCl2 - в 3 раза.
Для объяснения особенностей поведения электролитов шведским ученым С.Аррениусом в 1887 г. была предложена теория, получившая название теории электролитической диссоциации . Сущность теории состоит в следующем:
- 1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на заряженные частицы (ионы) - положительно заряженные катионы (Na+, K+, Ca2+, H+) и отрицательно заряженные анионы (Cl-, SO42-, CO32-, OH-). Свойства ионов совершенно иные, чем у образовавших их атомов. Распад нейтрального вещества на ионы в результате химического взаимодействия с растворителем называют электролитической диссоциацией.
- 2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: катионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), анионы - к положительно заряженному электроду (аноду).
- 3. Диссоциация - процесс обратимый и равновесный. Это означает, что параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация), идет процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация): КА К+ + А-.
- 4. В растворе ионы находятся в гидратированном состоянии.
Для количественной оценки электролитической диссоциации используется понятие степени электролитической диссоциации () - отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Степень диссоциации определяется опытным путем и выражается в долях или процентах. Степень электролитической диссоциации зависит от природы растворителя и растворяемого вещества, температуры и концентрации раствора:
- 1. Чем более полярен растворитель, тем выше степень диссоциации в нем электролита.
- 2. Диссоциации подвергаются вещества с ионной и ковалентной полярной связью.
- 3. Повышение температуры, увеличивает диссоциацию слабых электролитов.
- 4. При уменьшении концентрации электролита (при разбавлении) степень диссоциации увеличивается.
В зависимости от величины степени диссоциация условно электролиты (при концентрации их растворов 0,1 М) делят на:
По виду образующихся при диссоциации ионов все электролиты можно разделить на кислоты, основания, соли.
Кислоты - электролиты, диссоциирующие с образованием только катионов H+ и кислотного остатка (Cl- - хлорид, NO3- - нитрат, SO42- - сульфат, HCO3 гидрокарбонат, CO32 карбонат). Например: НСl Н++Сl-, H2SO4 2Н++SO42- .
Наличие в растворах кислот иона водорода, точнее, гидратированного иона Н3O+, обусловливает общие свойства кислот (кислый вкус, действие на индикаторы, взаимодействие со щелочами, взаимодействие с металлами с выделением водорода и пр.).
В многоосновных кислотах диссоциация происходит ступенчато, причем каждая ступень характеризуется своей величиной степени диссоциации. Так, ортофосфорная кислота диссоциирует по трем ступеням:
|
I ступень |
H3РO4 Н+ + H2РO4- |
|
|
II ступень |
H2РO4- Н+ + HРO42- |
|
|
III ступень |
HРO42- Н+ + РO43- |
Причем 3<2<1, т.е. распад электролита на ионы протекает, в основном, по первой ступени и в растворе ортофосфорной кислоты будут находиться преимущественно ионы Н+ и H2РO4-. Причины этого в том, что ионы водорода значительно сильнее притягиваются к трехзарядному иону РO43- и двухзарядному иону HРO42-, чем к однозарядному H2РO4-. Кроме того, на 2-ой и 3-ей ступенях имеет место смещение равновесия в сторону исходной формы по принципу Ле-Шателье за счет накапливающихся ионов водорода.
Основания - электролиты, диссоциирующие с образованием в качестве анионов только гидроксид-ионы (OH-). После отрыва OH- остаются катионы: Na+, Cа2+, NH4+. Например: NaOH Na+ + ОН-, Са(ОН)2 Са2+ + 2 OН-.
Общие свойства оснований (мыльность на ощупь, действие на индикатор, взаимодействие с кислотами и пр.) определяются наличием в растворах оснований гидроксо-группы ОН-.
Для многокислотных оснований характерна ступенчатая диссоциация:
|
I ступень |
Ва(ОН)2 Ва(ОН)+ + OН- |
|
II ступень |
Ва(ОН)+ Ва2+ + OН- |
Диссоциация амфотерных гидроксидов протекает как по типу основания, так и по типу кислоты. Так, диссоциация гидроксида цинка может протекать по следующим направлениям (при этом равновесие сдвигается в зависимости от среды по принципу Ле-Шателье):
Соли - это электролиты, диссоциирующие на катионы металла (или заменяющих его групп) и анионы кислотного остатка.
Средние соли диссоциируют полностью: CuSO4 Cu2+ + SO42-. В отличие от средних солей, кислые и основные соли диссоциируют ступенчато:
|
I ступень |
NaНСО3 Na+ + НСО3- |
Сu(ОН)Cl Сu(ОН)+ + Cl- |
|
II ступень |
НСО3- Н+ + СО32- |
Сu(ОН)+ Сu2+ + OН-, |
причем степень диссоциации солей по второй ступени очень мала.
Реакции обмена в растворах электролитов - это реакции между ионами. Необходимым условием протекания реакций обмена в растворах электролитов является образование слабодиссоциирующих соединений или соединений, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа.
При написании уравнений реакций в ионно-молекулярном виде слабодиссоциирующие, газообразные и труднорастворимые соединения записывают в виде молекул , а растворимые сильные электролиты - в виде ионов. При написании ионных уравнений следует обязательно руководствоваться таблицей растворимости кислот, оснований и солей в воде (Приложение А).
Рассмотрим методику написания ионных уравнений на примерах.
Пример 1. Напишите в ионно-молекулярной форме уравнение реакции:
ВаСl2 + K2SО4 = ВаSО4 + 2KСl
Решение: Соли являются сильными электролитами и практически полностью диссоциируют на ионы. Так как ВаSО4 - практически нерастворимое соединение (см. таблицу приложения А), основная часть сульфата бария будет находиться в недиссоциированном виде, поэтому это вещество запишем в виде молекул, а остальные соли, являющиеся растворимыми, в виде ионов:
Ва2+ + 2Сl- + 2K+ + SО42- = ВаSО4 + 2K+ + 2Сl-
Как видно из полученного полного ионно-молекулярного уравнения, ионы K+ и Сl- не взаимодействуют, поэтому, исключив их, получим краткое ионно-молекулярное уравнение:
Ва2+ + SО42- = ВаSО4 ,
Стрелка показывает, что образующееся вещество выпадает в осадок.
Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами. Причем суть любой химической реакции отображает именно краткое ионно-молекулярное уравнение. На основании ионно-молекулярного уравнения можно легко написать молекулярное.
Пример 2. Подберите молекулярное уравнение к следующему ионно-молекулярному уравнению: 2Н+ + S2- = Н2S.
Решение: Ионы водорода образуются при диссоциации любой сильной кислоты, например НСl. К ионам водорода в кратком ионном уравнении необходимо добавить два иона хлора. К сульфид-ионам следует добавить катионы (например, 2K+), образующие растворимый, хорошо диссоциирующий электролит. Затем такие же ионы нужно написать в правой части. Тогда полное ионно-молекулярное и молекулярное уравнения будут иметь вид:
- 2Н+ + 2Сl- + 2K+ + S2- = Н2S + 2K+ + 2Сl-
- 2 НСl + K2S = Н2S + 2 KСl-