Что такое сумма коэффициентов в уравнении электролитической диссоциации

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.

Пособие–памятка по теме:«Электролитическая диссоциация» (9 класс).
методическая разработка по химии (9 класс) на тему

Пособие – памятка по теме:«Электролитическая диссоциация» (9 класс) включает краткие сведения по теории электролитической диссоциации С.А. Аррениуса, а также содержит определение понятий электролитическая диссоциация, сильные и слабые электролиты, ионные реакции в растворах электролитов и условия их протекания. Приведенные примеры, образцы и алгоритмы позволяют учащимся быстрее осваивать задания на воспроизведение материала темы и переходить к заданиям более высокого уровня сложности.

Скачать:

Предварительный просмотр:

Электролитическая диссоциация – распад электролитов в водных растворах на ионы.

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ (ТЭД), С.А. Аррениус:

1. Электролиты в водных растворах диссоциируют на ионы: положительные (катионы) и отрицательные (анионы). Перешедшие в раствор ионы окружены молекулами воды – гидратированы.
2. Сумма зарядов положительных ионов равна сумме зарядов отрицательных ионов (раствор в целом электронейтрален)
3. Процесс электролитической диссоциации обратимый. Наряду с диссоциацией происходит обратный процесс – ассоциация ионов.

Процесс диссоциации записывают в виде уравнений (уравнений электролитической диссоциации):

KCl = K + + Cl — ; Al 2 (SO 4 ) 3 = 2Al 3+ + 3SO 4 2- ; H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 —

СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Сила электролита определяется степенью диссоциации ά. На степень диссоциации влияют: виды связей в веществе, природа растворителя, концентрация раствора (с уменьшением концентрации ά увеличивается), температура ( с ростом t ά увеличивается, т.к. диссоциация — процесс эндотермический).

Сильные электролиты диссоциированы практически нацело. В растворе нет молекул, есть только ионы.

сильные кислоты (не все кислоты!)- HNO 3 — азотная; HCl — соляная; H 2 SO 4 -серная; HBr- бромоводородная; HI- иодоводородная

сильные основания (все щелочи) – LiOH — гидроксид лития; NaOH — гидроксид натрия; KOH — гидроксид калия; Ca(OH) 2 – гидроксид кальция; Ba(OH) 2 – гидроксид бария

все растворимые соли

Неперечисленные вещества являются слабыми или средней силы электролитами или неэлектролитами .

Н 2 О – очень слабый электролит.

Кислоты, основания и соли в свете ТЭД

Кислоты – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода

HNO 3 = Н + + NO 3 — H 2 SO 4 = 2Н + + SO 4 2- сероводородная кислота Н 2 S ↔ Н + + НS —

Знак обратимости ↔ используется в уравнениях диссоциации

слабых и средней силы электролитов

Основания – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид — ионов (ОН — )

KOH = K + + OH — Ba(OH) 2 = Ba 2+ + 2OH —

Соли – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков

К 3 РО 4 = 3K + + PO 4 2- Al 2 (SO4) 3 = 2Al 3+ + 3SO 4 2-

Формулы и заряды катионов металлов и анионов кислотных остатков есть в

таблице растворимости кислот, оснований, солей !

1.Электролиты в водных растворах диссоциируют:

1. кислота = катионы водорода + анион кислотного остатка HCl = H + + Cl —
2. основание = катион металла и гидроксид-анионы NaOH = Na + + OH —
3. соль = катионы металла + анионы кислотного остатка КCl = К + + Cl —

2. Индекс в формуле вещества становится коэффициентом перед формулой иона в уравнении диссоциации

Na 2 CO 3 = 2 Na + + CO 3 2- FeCl 3 = Fe 3+ 3 Cl —

ИОННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Реакции, протекающие с участием растворов электролитов, являются реакциями между ионами. Их принято записывать с помощью ионных уравнений.

Правила составления ионных уравнений:

1. Напишите молекулярное уравнение (не забудьте про коэффициенты). По таблице растворимости определите растворимость всех веществ и запишите над формулами

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl

1. Перепишите это уравнение, записывая сильные электролиты как сумму соответствующих ионов, а слабые электролиты, нерастворимые и газообразные вещества – в молекулярной форме. Получите полное ионное уравнение

2Na + + SO 4 2- + Ba 2+ + 2Cl — = BaSO 4 ↓ + 2Na + + 2Cl —

1. «Сократите» одинаковые ионы (выделены курсивом) в левой и правой части уравнения и запишите сокращенное ионно-молекулярное уравнение, отражающее суть процесса (показывает участвующие в реакции частицы и продукты реакции)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓

Реакции в растворах могут протекать: 1) необратимо ; 2) обратимо ; 3) практически не идут

Реакции идут до конца (необратимо) , если концентрация

ионов в растворе уменьшается за счет связывания их c образованием:

А) нерастворимых и малорастворимых веществ

KCl + AgNO 3 = AgCl↓ + KCl

K + + Cl — + Ag + + NO 3 — = AgCl↓ + K + + NO 3 —

2H 3 PO 4 + 3BaCl 2 = Ba 3 (PO 4 ) 2 ↓ + 6HCl ( H 3 PO 4 – не сильный электролит, H 3 PO 4 ↔Н + + H 2 PO 4 — .

Иногда H 3 PO 4 записывают в недиссоциированном виде)

Вариант 1. 2 H 3 PO 4 + 3Ba 2+ + 6Cl — = Ba 3 (PO 4 ) 2 ↓ + 6H + + 6Cl —

2 H 3 PO 4 + 3Ba 2+ = Ba 3 (PO 4 ) 2 ↓ + 6H +

Вариант 2. 2H + + 2H 2 PO 4 — + 3Ba 2+ + 6Cl — = Ba 3 (PO 4 ) 2 ↓ + 6H + + 6Cl —

2H 2 PO 4 — + 3Ba 2+ = Ba 3 (PO 4 ) 2 ↓ + 4H +

K 2 S + 2HCl = 2KCl + H 2 S↑ (↑ — газ)

2K + + S 2- + 2H + + 2Cl — = 2K + + 2Cl — + H 2 S↑

2H + + S 2- = H 2 S↑

Газ получается также при образовании нестойких: угольной кислоты H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2 ↑

сернистой кислоты H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2 ↑

гидроксида аммония NH 4 OH = H 2 O + NH 3 ↑

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↑ + H 2 O

2Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl — = 2Na + + 2Cl — + CO 2 ↑ + H 2 O

CO 3 2- + 2H + = CO 2 ↑ + H 2 O

В) слабых электролитов (обычно воды):

Ba(OH) 2 + 2HCl = BaCl 2 + 2H 2 O

Ba 2+ + 2OH — + 2H + + 2Cl — = Ba 2+ + 2Cl — + 2H 2 O

2H + + 2OH — = 2H 2 O

упростим коэффициенты H + + OH — = H 2 O

Пример реакции, которая не идет до конца :

2NaCl + Ba(NO 3 ) 2 = BaCl 2 + 2NaNO 3

2Na + +2Cl — + Ba 2+ + 2NO 3 — = Ba 2+ + 2Cl — + 2Na + + 2NO3 —

Все ионы «сокращаются» — нет ионов, связывающихся и образующих продукты реакции.

По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Разработка урока по теме Электролитическая диссоциация 11 класс

Урок Электролитическая диссоциация с использованием ИКТ, с рабочим листом для учащихся.

прооверочная работа по теме «Электролитическая диссоциация» 8 класс

проверочная работа по теме «Электролитическая диссоциация» в 8 классе.

Урок химии в 9 классе по теме «Электролитическая диссоциация»

Урок химии в 9 классе по теме «электролитическая диссоциация».

Тестовая контрольная работа по теме: «Электролитическая диссоциация», 9 класс

Работа состоит из заданий разного уровня сложности, составленных в соответствии с требованиями и спецификацией государственной итоговой аттестации. Имеются задания части С, предполагающие свобод.

Контрольная работа по теме «Электролитическая диссоциация» 9 класс

Данная контрольная работа проводится после изучения темы «Электролитическая диссоциация». Работа тестовая на два варианта. Содержит задания, аналогичные заданиям ГИА.

Урок по теме «Электролитическая диссоциация» (8 класс)

Теория электролитической диссоциации является очередной теоретической платформой. Она способствует развитию учения о периодичности, вносит дополнительные представления в систему знаний о строении веще.

Урок по теме «Электролитическая диссоциация» (8 класс)

Теория электролитической диссоциации является очередной теоретической платформой. Она способствует развитию учения о периодичности, вносит дополнительные представления в систему знаний о строении веще.

Теория электролитической диссоциации

Раствор хлорида натрия хорошо проводит электрический ток, но в сухом виде кристаллики поваренной соли ток не проводят. Почему? На этот вопрос отвечает теория электролитической диссоциации, которую мы сейчас рассмотрим. Впервые ее описал шведский ученый Сванте Аррениус. Электролитическую диссоциацию изучают в рамках курса химии за 9 класс.

О чем эта статья:

Что такое электролитическая диссоциация

Как известно, электрический ток — это направленное движение свободных электронов или ионов, т. е. заряженных частиц. В растворах электролитов, проводящих ток, за это отвечают свободные ионы.

В 1882 году шведский химик С. Аррениус при изучении свойств растворов электролитов обратил внимание, что они содержат больше частиц, чем было в сухом веществе. Например, в растворе хлорида натрия 2 моля частиц, а NaCl в сухом виде содержит лишь 1 моль.

Это позволило ученому сделать вывод, что при растворении таких веществ в воде в них появляются свободные ионы. Так были заложены основы теории электролитической диссоциации (ТЭД) — в химии она стала одним из важнейших открытий.

Электролитическая диссоциация — это процесс, в ходе которого молекулы электролитов взаимодействуют с водой или другим растворителем и распадаются на ионы. Она может иметь обратимый или необратимый характер. Обратный процесс называется моляризацией.

Благодаря диссоциации растворы электролитов обретают способность проводить ток. Сванте Аррениус не смог объяснить, почему разные вещества сильно отличаются по электропроводности, но это сделал Д. И. Менделеев. Он подробно описал процесс распада электролита на ионы, который объясняется его взаимодействием с молекулами воды (или другого растворителя).

Схема электролитической диссоциации: KA ⇄ K + (катион) + A — (анион).

Уравнение диссоциации на примере хлорида натрия: NaCl ⇄ Na + + Cl — .

Иногда можно встретить выражение «теория электрической диссоциации», но так говорить не стоит. В этом случае можно подумать, что распад молекул на ионы обусловлен действием электротока. На самом деле процесс диссоциации не зависит от того, проходит ток в данный момент через раствор или нет. Все, что нужно — это контакт электролита с водой (растворителем).

Механизм электролитической диссоциации

При контакте с водой или другими растворителями диссоциации подвержены все вещества с ионной связью. Также распадаться на ионы могут вещества с ковалентной полярной связью, которая под действием воды переходит в ионную, а после разрушается.

Механизм диссоциации электролитов удобно рассматривать на примере хлорида натрия NaCl. Его кристаллическая решетка образована катионами натрия Na + и анионами хлора Cl — , которые удерживаются вместе благодаря ионной связи. При растворении в воде каждый кристалл хлорида натрия окружают ее молекулы.

Отметим, что молекулы воды — это диполи. На одном конце они несут атомы водорода с частичным положительным зарядом, а на другом — атомы кислорода с частичным отрицательным. Соответственно, атомы кислорода притягиваются к катионам натрия, а атомы водорода — к анионам хлора. Эта сила электростатического притяжения ослабляет и в итоге разрывает ионную связь между натрием и хлором. Вещество диссоциирует на ионы.

После распада хлорида натрия образовавшиеся ионы Na + и Cl — окружают молекулы воды, создавая гидратную оболочку. Ионы с такой оболочкой называют гидратированными.

Если вместо воды был использован другой растворитель — например, этанол, его молекулы создают сольватную оболочку. В этом случае ионы называются сольватированными.

Сущность процесса электролитической диссоциации передает схема:

Электролиты и неэлектролиты

Хотя электролитическая диссоциация происходит независимо от действия электротока, между этими явлениями есть связь. Чем выше способность вещества распадаться на ионы при взаимодействии с растворителем, тем лучше оно проводит электроток. По такому критерию известный физико-химик М. Фарадей выделил электролиты и неэлектролиты.

Электролиты — это вещества, которые после диссоциации на ионы в растворах и расплавах проводят электроток. Обычно в их молекулах ионные или полярные ковалентные связи.

Неэлектролиты — это вещества, которые не распадаются на ионы в растворах и расплавах, а значит, не обладают проводимостью в растворенном виде. Для них характерны ковалентные неполярные или слабополярные связи.

Степень диссоциации

В зависимости от того, сколько молекул диссоциировало на ионы, вещество может быть сильным или слабым электролитом. Этот показатель называется степенью диссоциации, его измеряют от 0 до 1 либо в процентах.

Степень диссоциации — это отношение количества распавшихся на ионы молей вещества к исходному количеству молей.

Если в растворе на ионы распадаются все 100% электролита, .

По силе электролиты делятся на следующие группы:

Молекулы сильных электролитов необратимо распадаются на ионы, поэтому в уравнениях нужно ставить знак =. Реакции со слабыми электролитами обратимы, поэтому ставится знак ⇄.

Ступенчатая диссоциация

В отдельных случаях вещества расщепляются на ионы в несколько этапов или ступеней. Например, такая реакция характерна для основных и кислых солей, многоосновных кислот. Ступенчатая диссоциация может включать два этапа и более, при этом на первой ступени концентрация ионов всегда больше, чем на последующих.

Пример 1

Ортофосфорная кислота диссоциирует в 3 ступени. На первой из них наблюдается максимальная концентрация дигидрофосфат-ионов, а на последней остается минимальное количество фосфат-ионов (диссоциация почти не идет). Данная кислота не относится к сильным электролитам, поэтому реакция обратима.

Пример 2

Кислая соль Ca(HCO₃)₂ диссоциирует в 3 ступени. Поскольку это сильный электролит, на первом этапе реакция необратима. На втором этапе распадается на ионы слабый кислотный остаток HCO₃ — и слабый электролит, поэтому реакция обратима.

Как диссоциируют разные группы веществ

Диссоциация кислот

Приводит к образованию катионов водорода H + и отрицательно заряженных кислотных остатков:

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

AlOHCl₂ = AlOH 2+ + 2Cl —

AlOH 2+ ⇄ Al 3+ + OH —

Диссоциация оснований

Происходит с образованием гидроксильных групп OH — и положительно заряженных ионов металла. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью, а слабые — ступенчато и обратимо.

Сильные основания:

Слабые основания:

CuOH + ⇄ Cu 2+ + OH —

Диссоциация солей

Ведет к образованию катионов металлов (или катиона аммония) и отрицательно заряженных кислотных остатков.

Средние соли в растворах полностью распадаются в одну ступень.

Кислые соли распадаются ступенчато. На первом этапе отделяются катионы металла, а на втором — катионы водорода.

Основные соли также диссоциируют в две ступени. На первой отделяются кислотные остатки, а за ними — гидроксильные группы OH — .

MgOHBr = MgOH + + Br —

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH —

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

С помощью молекулярных уравнений можно показать состав вещества с разложением его на молекулы. Полные ионные уравнения отражают реакцию диссоциации, т. е. расщепление молекул на ионы. Но в таком виде расписывают только сильные электролиты.

Не раскладывают на ионы:

Рассмотрим это на примере взаимодействия между нитратом свинца и серной кислотой.

Сульфат свинца PbSO₄ мы не будем раскладывать на ионы, поскольку это слабый электролит.

Полное ионное уравнение: Pb 2+ + 2NO₃ — + 2H + + SO₄ 2- → 2H + + 2NO₃ — + PbSO₄↓

Сократить это выражение очень просто — нужно убрать из обеих частей одинаковые ионы, которые не изменились в ходе реакции.

Сокращенное ионное уравнение: Pb 2+ + SO₄ 2- → PbSO₄↓

Как составить уравнение диссоциации

В левой части пишем молекулярную формулу вещества, а в правой — формулы образовавшихся катионов и анионов. Между ними ставим знак =, если это сильный электролит, или знак ⇄ — если средний или слабый. После этого нужно проставить коэффициенты перед ионами и проверить сумму катионов и анионов (она всегда равна 0).

Основные положения теории электролитической диссоциации

Итак, мы разобрались, что такое диссоциация в химии, а сейчас повторим ключевые моменты:

При взаимодействии с водой или другими растворителями в электролитах разрывается химическая связь между частицами и они распадаются на ионы — происходит электролитическая диссоциация.

Под действием электротока катионы перемещаются к положительно заряженному электроду, анионы — к отрицательно заряженному. Раствор электролита обладает проводимостью.

Степень диссоциации зависит от типа электролита и от внешних условий. Для сильных электролитов она необратима, для слабых — это обратимая реакция.

Химические свойства электролитов соответствуют свойствам ионов, которые образовались при диссоциации.

Вопросы для самопроверки

Чем электролиты отличаются от неэлектролитов? Приведите примеры тех и других веществ.

Согласно теории диссоциации что является причиной распада электролитов на ионы?

Что такое степень диссоциации и как она измеряется?

В каких случаях электролитическая диссоциация кислот бывает ступенчатой?

При каких условиях в уравнении диссоциации ставится знак =, а при каких — знак ⇄?

Электролитическая диссоциация в химии:основные положения(теория и подготовка к ЕГЭ 2022)

Выгрузка

Основные положения теории электролитической диссоциации

• Химические вещества делятся на электролиты: вещества, проводящие электричество, и неэлектролиты. К электролитам относятся сложнейшие неорганические вещества: кислоты, основания, соли.
  К неэлектролитам — большинство органических веществ.
• В воде электролиты распадаются на ионы: положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Ионы бывают простые и сложные. В растворе ионы находятся в хаотическом движении.
• Под действием электрического тока движение ионов упорядочивается, и катионы перемещаются к отрицательному полюсу — катоду, анионы — к положительному аноду.
• На степень электролитической диссоциации влияют несколько факторов: природа растворенного вещества и его количество, свойства растворителя и температура раствора.

Химия. Восьмой класс. Учебник

Учебник написан профессорами химического факультета Московского государственного университета им. М. В. Ломоносова. Отличительными чертами книги являются простота и ясность изложения материала, высокий научный уровень, большое количество иллюстраций, опытов и занимательных задач, что позволяет использовать ее на уроках и в школах с углубленным изучением естественных наук.

История вопроса

Изучение растворов занимало умы исследователей с древних времен. В начале 19 века М. Фарадей открыл способность некоторых растворов проводить электрический ток. Геймгольц, немецкий физик, предположил, что электролиты в растворе полностью распадаются на ионы, т. е. происходит электролитическая диссоциация. Однако объяснить увеличение электропроводности при уменьшении концентрации раствора не удалось.

Ученые заметили, что растворы замерзают при более низкой температуре, чем чистые растворители. Именно этим свойством растворов и сегодня пользуются дворники, обильно посыпая солью обледеневшие тротуары. Однако температура замерзания электролитов не соответствовала расчетным данным.

Необходимо было объяснить научные противоречия. А молодой шведский ученый С. Аррениус, 29 лет, в 1887 г., исследуя проводимость электрического тока в растворах различных веществ, выдвинул теорию, которая могла объяснить эти факты.

Виды электролитов

Электролитическая диссоциация характеризуется степенью диссоциации. Это величина, отражающая отношение числа расщепленных молекул к общему числу молекул вещества. Степень диссоциации показывает долю молекул вещества, расщепленных на ионы. Выражается формулой

где n — количество разложившихся молекул, N — общее количество молекул.

В зависимости от степени диссоциации выделяют две группы электролитов:

• крепкий – почти полностью разлагается в ненасыщенных растворах (сильные кислоты, соли, щелочи);
• слабые: частично разлагается или не разлагается (слабые кислоты, труднорастворимые соли, нерастворимые основания, гидроксид аммония).

Рис. 3. Сильные и слабые электролиты.

Ненасыщенный раствор содержит небольшую концентрацию растворенного вещества. Это означает, что в раствор можно добавить еще какое-то вещество.

Кажущаяся степень диссоциации.

Степень диссоциации зависит не только от природы растворителя и растворенного вещества, но также от концентрации раствора и температуры.

Уравнение диссоциации можно представить следующим образом:

А степень диссоциации можно выразить следующим образом:

С увеличением концентрации раствора степень диссоциации электролита уменьшается. Эти градусные значения для конкретного электролита не являются постоянной величиной.

Поскольку диссоциация является обратимым процессом, уравнения скорости реакции можно записать следующим образом:

Если диссоциация равновесная, то скорости равны и в результате получаем константу равновесия (константу диссоциации):

К зависит от природы растворителя и температуры, но не зависит от концентрации растворов. Из уравнения видно, что чем больше недиссоциированных молекул, тем ниже значение константы диссоциации электролита.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, и каждая ступень имеет свою константу диссоциации.

Если диссоциирует многоосновная кислота, то первый протон отделяется легче, а по мере увеличения заряда аниона увеличивается притяжение, и поэтому протон отделяется значительно труднее. Например,

Константы диссоциации фосфорной кислоты на каждой стадии должны сильно различаться:

На первом этапе фосфорная кислота является кислотой средней силы, на втором этапе — слабой, на третьем этапе — очень слабой.

Примеры констант равновесия для некоторых растворов электролитов.

Если к раствору, содержащему ионы серебра, добавить металлическую медь, то при равновесии концентрация ионов меди должна быть больше концентрации серебра.

Но константа имеет низкое значение:

Это говорит о том, что, когда было достигнуто равновесие, растворилось очень мало хлорида серебра.

Концентрации металлической меди и серебра вводятся в константу равновесия.

Электролиты и неэлектролиты

Хотя электролитическая диссоциация происходит независимо от действия электрического тока, между этими явлениями существует связь. Чем больше способность вещества распадаться на ионы при взаимодействии с растворителем, тем лучше оно будет проводить электричество. По этому критерию известный физико-химик М. Фарадей выделял электролиты и неэлектролиты.

Электролиты – это вещества, которые после диссоциации на ионы в растворах и плавления проводят электрический ток. Обычно в их молекулах имеются ионные или полярные ковалентные связи.

Неэлектролиты – это вещества, которые в растворах не распадаются на ионы и не плавятся, поэтому в растворенном виде не обладают проводимостью. Для них характерны неполярные или слабополярные ковалентные связи.

Степень диссоциации

В зависимости от того, сколько молекул диссоциировало на ионы, вещество может быть сильным или слабым электролитом. Этот показатель называется степенью диссоциации, он измеряется от 0 до 1 или в процентах.

Степень диссоциации – это отношение числа молей вещества, распавшегося на ионы, к исходному числу молей.

если в растворе все 100 % электролита распадается на ионы.

По силе действия электролиты делятся на следующие группы:

• слабый — ;
• в среднем — ;
• сильный — .

Важно! Молекулы сильного электролита необратимо распадаются на ионы, поэтому в уравнениях необходимо поставить знак =. Реакции со слабыми электролитами обратимы, поэтому добавляется знак ⇄.

Ступенчатая диссоциация

В некоторых случаях вещества распадаются на ионы в несколько стадий или шагов. Например, такая реакция характерна для основных и кислых солей, многоосновных кислот. Ступенчатая диссоциация может включать две и более стадий, при этом концентрация ионов на первой стадии всегда выше, чем на последующих стадиях.

Пример 1

Ортофосфорная кислота диссоциирует в 3 стадии. В первом из них наблюдается максимальная концентрация ионов дигидрофосфата, а в последнем остается минимальное количество ионов фосфата (диссоциация практически не происходит). Эта кислота не является сильным электролитом, поэтому реакция обратима.

1. H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4-
2. H2PO4- ⇄ H+ + HPO42-
3. HPO42- ⇄ H+ + PO43-

Итоговое уравнение: H3PO4 ⇄ 3H+ + PO43-.

Пример 2

Кислая соль Ca(HCO3)2 диссоциирует в 3 стадии. Поскольку это сильный электролит, реакция на первой стадии необратима. На второй стадии слабый кислотный остаток HCO3- и слабый электролит разлагаются на ионы, поэтому реакция обратима.

1. Са(НСО3)2 = Са2+ + 2НСО3-
2. HCO3- ⇄ H+ + CO32-
3. Н+ + Н2О = Н3О+

Итоговое уравнение: Ca(HCO3)2 + 2H2O = Ca2+ + 2H3O+ + 2CO32-.

Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты при растворении быстро и полностью ионизируются, и в растворе не образуются нейтральные молекулы. Примеры сильных электролитов:

• NaCl (хлорид натрия),
• HNO3 (азотная кислота),
• HClO3 (соляная кислота),
• CaCl2 (хлорид кальция) и др.

В слабых электролитах при растворении в воде ионизируются лишь небольшие доли молекул, т е в их растворах находится определенное количество нейтральных молекул. Примеры слабых электролитов:

• большинство органических кислот и оснований
• NH4OH (аммиак),
• H2CO3 (угольная кислота),
• CH3COOH (уксусная кислота) и т.д.

Как определить сильный и слабый электролит?

Сильные электролиты полностью ионизируются, т.к. основными компонентами раствора сильного электролита являются ионы, а степень диссоциации указанного электролита стремится к 1 (т. е. степень диссоциации α ≈ 1). Слабые электролиты ионизируются лишь частично; степень диссоциации такого электролита стремится к 0 (или α < 1).

В таблице растворимости можно увидеть степень диссоциации электролита.

• растворимые соли,
• многие неорганические кислоты
• основания щелочных и щелочноземельных металлов.

• почти все органические кислоты и вода,
• некоторые неорганические кислоты,
• нерастворимые гидроксиды металлов.

Уравнение диссоциации

Уравнение электролитической диссоциации используется для записи процессов, происходящих в растворе.

Диссоциация сильного электролита происходит практически необратимо, что показано стрелкой →.

CaCl2 → Ca2+ + 2Cl-

Диссоциация слабого электролита – обратимый процесс, он протекает не полностью и не до конца, что указано стрелкой ⇄

СH3COOH ⇄ СH3COO- + H+

Умение писать уравнения диссоциации будет большим подспорьем при разборе темы «§ 13. Ионообменные реакции и условия их протекания» в учебнике под редакцией В. В. Еремина и при решении ионных уравнений.

Противостояние титанов

Теория электролитической диссоциации Аррениуса вызвала бурные споры среди ученых.

Химический мир разделился на два лагеря. Сторонники «физической» теории Аррениуса считали, что разложение на ионы происходит без всякого влияния сил внешней среды, и что раствор представляет собой механическую взвесь ионов и молекул воды.

Но эта теория не могла объяснить тепловые эффекты растворения. Например, нагревание колбы при разведении серной кислоты в воде или покрытие емкости инеем при растворении аммиачной селитры или аммиачной селитры в воде.

Сторонники «химической», или гидратной, теории, автором которой был Д. И. Менделеев, считали, что взаимодействие растворенного вещества и растворителя происходит в растворе.

Многие экземпляры были разбиты в этом бою. Выявились худшие человеческие качества. Так, Аррениус, пользуясь своим служебным положением (в 1905 г он был назначен директором Нобелевского физико-химического института в Стокгольме), приложил немало усилий для того, чтобы, несмотря на трехкратное выдвижение на Нобелевскую премию в 1905, 1906 и 1907 г. Д. И. Менделеев ее так и не получил.

Но истина, как всегда, оказалась посередине: в ходе дальнейших экспериментов ученые обнаружили, что растворитель и растворенное вещество, взаимодействуя друг с другом, дают энергию, необходимую для разрушения кристаллической решетки электролитов. В споре великих умов родилась новая протолитная, или протонно-кислотно-основная теория.

Определение сильных и слабых, как распознать

Аррениус является автором теории электролитической диссоциации. Это понятие относится к процессу, при котором вещество распадается на отдельные ионы. Степень диссоциации зависит от природы электролита и рассчитывается по формуле:

α=(N дис)/(N всего)×100 %

Краткая форма формулы:

Если этот показатель превышает 30% (или 0,3), электролит считается крепким. В уравнении его разложения ставится знак «→», так как процесс необратим. Это включает:

• соли: NaHCO3 → Na+ + HCO3-
• сильные кислоты: H2SO4 → H+ + HSO4-
• сильные основания (щелочи): KOH → K+ + OH-

Если степень диссоциации меньше 3% (или 0,03), такие электролиты называются слабыми. Реакции с ними обратимы, поэтому используется знак «⇄» или «↔». Это включает:

Электролитическая диссоциация

Вода такое знакомое слово, но что скрывается за этими 4 буквами. Большая часть нашей планеты, около 70%, покрыта этим веществом. Порезвившись зимой на катке, мы открываем термос с горячей водой и наблюдаем её уникальные свойства. Существование одновременно в трёх агрегатных состояниях:твёрдое (лёд) – жидкость в термосе – газообразное (пары воды). Ещё одна особенность заключается в том, что плотность льда меньше жидкости, именно по этой причине лёд находится на поверхности и живые организмы могут существовать при низких температурах, так как вода полностью не замерзает. Вода — хороший растворитель. И на этом уроке, мы разберём, какая связь между её строением и свойствами.

План урока:

Вода — растворитель

Наверняка Вы замечали, что некоторые вещества «дружат» с водой и растворяются в ней. Другие совсем наоборот – совсем нерастворимы. С чем это связано? Чтобы ответить на данный вопрос, давайте вспомним тип химической связи, который характерный для этого вещества.

Молекула воды состоит из двух элементов – кислород и водород, между которыми возникает ковалентная полярная связь. Не стоит также забывать о существовании водородной связи между молекулами. Строение молекулы воды можно изобразить с помощью схемы.

Кластеры представляют собой соединённые молекулы воды между собой. Существует гипотеза, что вода обладает памятью, т.е. несёт информацию.

Источник

Источник

Источник

Вот эти ячейки, по мнению некоторых учёных, несут информацию.

Наличие диполя даёт право говорить, что Н₂О растворитель для полярных веществ.

У химиков существует правило: подобное растворяется в подобном. Накрасив ногти лаком, Вы не сможете его смыть водой. На помощь Вам приходит жидкость для снятия лака, в составе которого содержится малополярный растворитель – ацетон. А, чтобы получить пользу от морковки в виде витаминаА, необходимо к ней добавить жир. Потому что этот витамин, как впрочем и витамины E, D, F и К, относятся к жирорастворимым.

Существуют неполярные и полярные растворители. Список неполярных растворителей возглавляют жиры, керосин и бензин. Ко вторым относят воду. К малополярным растворителям относят ацетон.

Как выше было сказано, молекула воды имеет строение диполь, это означает, что имеет противоположные заряды – положительный и отрицательный. При её «встрече» с полярными веществами происходит процесс растворения.

Процесс растворения веществ в воде

Рассмотрим подробно, как же происходит процесс растворения. И определим, какой же это процесс – физический или химический? Возьмём, к примеру, кухонную соль, формула которой NaCl. Эта соль характеризуется ионным типом связи. Молекула воды при встрече с солью начинает окружать ионы натрия Na + и хлора Cl — , которые находятся в решётке, вытягивая их оттуда.

Доказательством того, что растворение это физический процесс служит то, что смесь возможно разделить путём выпаривания. После растворения соли в воде температура раствора становится ниже, это признак химической реакции. Таким образом, растворение – это физико-химический процесс.

Следовательно, вода действует на структуру вещества и разрушает её, образуя при этом раствор.

Растворимость твёрдых веществ зависит от их природы, точнее от типа химической связи и кристаллической решётки. Вода будет растворять вещества с сильнополярной (ионной) связью, в узлах которых находятся молекулы или ионы. Оксиды элементов IV группы углекислый газ и оксид кремния имеют одинаковый тип химической связи – это ковалентная полярная, однако различны по строению решётки. СО₂ имеет молекулярную, а SiO₂– атомную. Поэтому эти два вещества имеют разные свойства и растворимость. А именно, оксид кремния не растворяется в воде.

Также существует зависимость растворимости от температуры. Чем она выше, тем растворимость веществ будет лучше. Наглядно эту закономерность вы наблюдаете, когда пьёте чай, в горячей воде сахар быстрее растворяется. Однако для газов это правило играет противоположную роль, они лучше растворяются при понижении температуры.

Растворимость веществ неодинаковая. Принято делить вещества на три типа.

В кабинете химии, рядом с периодической системой, находится ещё одна важная таблица – это таблица растворимости веществ, которую также можете найти в любом справочном материале химии. Каждое вещество представлено в виде катиона и аниона. Как они образуются? Даст ответ на этот вопрос теория, созданная шведским учёным Аррениусом.

Теория электролитической диссоциации

Вернёмся к раствору, который состоит из хлорида натрия и воды. Если взять отдельно два этих вещества и каждое проверить на электропроводность, то результат будет отрицательный – они не проводят ток. Однако смесь этих веществ – раствор,будет электропроводный, т.е. являться электролитом.

Как Вам известно, с курса физики, электрический ток – это поток заряженных частиц. Однако, откуда они берутся? При растворении образуются ионы, которые и будут причиной электропроводности.

Т.е. диссоциацию хлорида натрия можно записать в следующем виде:

Рассмотрим, как происходит диссоциация веществ с ионным типом связи. Данный тип локализуется в солях и основаниях.

Рассмотрим NaOH, Ba(OH)₂, Fe(OH)₃. Из них NaOHи Ва(ОН)₂ относятся к щелочам (растворимые) основания и Fe(OH)₃, который является нерастворимым. Если соединениене способно раствориться в воде, то такой раствор не будет проводить электрический ток. Молекула воды не может разрушить кристаллическую решётку, поэтому ионы не образуются и эти вещества неэлектролиты.

Раствор гидроксида натрия и гидроксида бария считаются электролитами, так как они диссоциируют на ионы. Следует обратить внимание, чтобы записать уравнение диссоциации оснований, запишем металл (указав его степень окисления) и гидроксильную группу, которая всегда имеет заряд минус 1. Число гидроксильных групп указываем коэффициентом.

Соли в воде распадаются на ионы металла и кислотного остатка. Как и в случае с основаниями, записываем: металл плюс кислотный остаток. Предварительно смотрим в таблицу растворимости, где можем уточнить заряд кислотного остатка и металла, а также проверить растворимость вещества.

Рассмотрим, как происходит диссоциация кислот, на примере соляной кислоты.

Для этого соединения характерна ковалентная полярная связь. Водород имеет положительный заряд, хлор – отрицательный.

Обычно в уравнении диссоциации записывают просто ион водорода Н + , а не ион гидроксония Н₃О + .

Также следует обратить внимание, что молекула изначально нейтральное вещество. При написании уравнения, необходимо смотреть, чтобы количество положительных и отрицательных зарядов было равно.

Диссоциация электролитов имеет количественную характеристику.

Степень диссоциации зависит от следующих параметров:

Сила электролита определяется числом молекул, которые продиссоциировали. Чем выше это число, тем сильнее будет электролит.

Соответственно, электролитом является вещество с ионным или ковалентным типом связи. Его сила будет зависеть от природы вещества.

Обобщим всё выше сказанное, попробуем вывести положения теории электролитической диссоциации. Первый пункт можно записать в следующем виде.

Если же к электролитам относятся растворимые соли, кислоты и основания, рассмотрим, на какие частицы они будут диссоциировать.

Второй пункт даст ответ на вопрос, что является причиной диссоциации.

Если же через растворы электролитов пропустить электрический ток, то ионы принимают упорядоченное движение. Третий постулат звучит так.

Источник

Каждое вещество индивидуально, имеет определённый качественный и количественный состав, а также отличается строением. Именно по этой причине молекулы веществ в водном растворе могут распадаться полностью на ионы или частично. Выделим 4 пункт.

Поскольку в растворах слабых электролитов одновременно происходит два процесса распад молекул на ионы и их взаимодействие, то в уравнении принято ставить не знак равно или →, а две стрелки .

Каким образом мы можем прогнозировать силу электролитов. Если в случае солей и оснований достаточно посмотреть в таблицу растворимости, растворимые вещества это сильные электролиты, то в случае кислородсодержащих кислот этого будет недостаточно. К примеру, угольная кислота Н₂СО₃ по данным таблицы растворимости, относится к растворимым веществам, однако она считается слабым электролитом. Сера образует кислоты H₂SO₃ и H₂SO₄, одна из которых считается сильной кислотой, а вторая – слабой. Чтобы предположить силу кислот используем правила.

Из этого следует, что серная кислота – это сильный электролит, сернистая кислота относится к слабым электролитам.