Ионные реакции обмена. Электролитическая диссоциация

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).

Формулы для расчета.

1. Вычислить нормальную концентрацию раствора кислоты (оп.№1) или раствора щелочи (оп.№2) из формулы закона эквивалентов для растворов:

2. Вычислить массу кислоты (оп.№1) или щелочи (оп.№2), содержащейся в 10 мл соответствующего раствора, из формулы нормальной концентрации:

3. Вычислить массу воды (растворителя) в 10 мл раствора, считая плотность раствора равной 1:

4. Пользуясь полученными данными, вычислить заданные концентрации по соответствующим формулам.

Лабораторная работа №5

Цель работы: изучить условия протекания реакций ионного обмена и правил написания ионообменных реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

Теоретическая часть .

Электролитической диссоциацией называется частичный или полный распад молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителей. Диссоциация протекает в результате сложного физико-химического взаимодействия молекул электролита с полярными молекулами растворителей. Взаимодействие ионов с полярными молекулами растворителя называется сольватацией (для водных растворов - гидратацией) ионов. В растворах электролитов образуются сольватированные ионы.

Электролиты проводят электрический ток, так как в растворах имеются заряженные частицы: катионы и анионы.

Количественно процесс диссоциации характеризуется степенью электролитической диссоциации α. Степенью диссоциации называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы n к общему числу молекул N растворенного вещества:

Степень диссоциации выражается в процентах или долях единицы.

Электролиты делятся на три группы: а) сильные (α>30%), б) средние (3<α<30%), в) слабые (α<3%).

В учебной литературе приведены таблицы степеней диссоциации кислот, основании и солей. Степень диссоциации зависит от природы растворенного вещества и растворители, температуры, концентрации и присутствия в растворе одноименных ионов. Для слабых электролитов степень диссоциации существенно зависит от концентрации: чем меньше концентрация раствора, тем больше степень электролитической диссоциации.

Значительно удобней характеризовать способность электролитов к диссоциации к растворе константой диссоциации К , которая не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации К представляет собой константу равновесия обратимого процесса диссоциации слабого электролита – кислоты или основания. Константа диссоциации кислот называют также константой кислотности, а оснований – константой основности. Значения констант диссоциации слабых электролитов приведены в таблицах для стандартных условий.

Константа диссоциации (основности) выражается отношением произведения равновесных концентраций ионов в растворе данного слабого электролита к концентрации недиссоциированных молекул:

Константа диссоциации является мерой относительной силы слабых электролитов: чем она меньше, тем слабее электролит. Связь между константой и степенью диссоциации слабого бинарного электролита подчиняется закону разведения Оствальда:

Кислотами с точки зрения электролитической диссоциации называются электролиты, образующие в водных растворах положительно заряженные ноны водорода и анионы кислотного остатка. Ионы водорода являются характерными для кислот и определяют их свойства. Кислоты, являющиеся сильными электролитами: азотная HNО 3 , соляная НСl, бромоводородная НВг, иодоводородная HJ, серная H 2 SO 4 , марганцовая НМnО 4 и другие.

Слабых электролитов значительно больше, чем сильных. Слабыми электролитами являются кислоты: сернистая H 2 SO 3 , фтороводородная HF, угольная H 2 СO 3 , сероводородная H 2 S, уксусная CH 3 COOН и др. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Примеры диссоциации кислот:

HCl = H + + Cl ‑

CH 3 COOH CH 3 COO ‑ + H +

I ступень: H 2 SO 3 H + + HSО 3 ‑

или H 2 SO 3 2H + + SО 3 2- ,

II ступень: HSО 3 ‑ H + + SО 3 2 ‑

С точки зрения электролитической диссоциации основаниями называются электролиты, образующие в водных растворах отрицательно заряженные гидроксид-ионы ОН ‑ и катионы металлов. Гидроксид-ионы обуславливают общие свойства оснований. Основания с валентностью катиона больше единицы диссоциируют ступенчато. Сильными электролитами являются основания, в которых катионами являются щелочные и щелочноземельные металлы, за исключением Вe(ОН) 2 и Mg(OH) 2 .

В основном основания являются слабыми электролитами, особенно образованные амфотерными металлами. Амфотерные гидроксиды вкислой среде диссоциируют как основания, в щелочной - как кислоты. Примеры диссоциации оснований и амфотерных гидроксидов:

NaOH = Na + + OH -

1ст. Fe(OH) 2 FeOH + +OH -

II ст. FeOH + Fe 2+ + OH - или Fe(OH) 2 Fe 2+ + 2OH -

Zn 2+ + 2OH - Zn(OH) 2 H 2 ZnО 2 2H + + ZnO 2 2-

Солями называются электролиты, диссоциирующие а воде на положительные ионы металла и отрицательные ионы кислотного остатка, Все соли, хорошо растворимые в воде, являются сильными электролитами. Примеры диссоциации нормальных (средних), кислых, основных, комплексных и двойных солей:

КВг = К + + Вг - ; K 3 =3K + + 3- ;

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 - ; KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2- .

АlOHCl 2 =АlOН 2+ +2С1 - ;

Изучение различных реакций, в основном в неводных средах, привело к созданию более общих представлений о кислотах и основаниях. К важнейшим из современных теорий кислот и оснований принадлежит протонная теория, согласно которой кислотой является донор протона, то есть частица (молекула или ион), которая способна отдавать ион водорода - протон, а основанием - акцептор протона, т.е. частица (молекула или ион), способная присоединять протон. Например, в реакции:

HC1+NH 3 = NH 4 + + Cl -

ион С1 - - основание, сопряженное кислоте НCl, а ион NH 4 + - кислота, сопряженная основанию NH 3 . Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые распадаются молекулы растворенных веществ. Реакции записывают в трех формах: молекулярной, полной ионно-молекулярной и сокращенной ионно-молекулярной. Сильные электролиты записываются в виде ионов, средние и слабые электролиты, осадки и газы - в виде молекул. Сущность реакции отражается сокращенным ионно-молекулярным уравнением, в котором указываются только частицы, которые непосредственно вступают в реакцию и не указываются ионы и молекулы, концентрация которых существенно не изменяется. Реакции между электролитами протекают в сторону образования газа, осадка или более слабого

электролита.

Пример реакции в растворах электролитов: нейтрализация слабым основанием (гидроксидом аммония) сильной азотной кислоты. Молекулярное уравнение реакции:

HNO 3 + NH 4 OH = NH 4 NO 3 + Н 2 О.

В этой реакции сильные электролиты - азотная кислота и образующаяся соль- нитрат аммония, которые записываем в виде ионов, а слабые - гидроксид аммония и вода, которые записываем в виде молекул. Полное ионно-молекулярное уравнение имеет вид:

Н + + NО 3 - + NH 4 OH = NH 4 + + NO 3 - + Н 2 О.

Как видно, не претерпевают изменений в ходе реакции только ионы NО 3 - , исключая их, записываем сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

H + + NH 4 OH = NH 4 + + H 2 O.

Практическая часть

Ионно - молекулярные реакции обмена

Провести реакции между растворами электролитов согласно заданию. Для этого в пробирку налить 7-8 капель одного реактива и добавить 7-8 капель другого реактива. Отметить признаки реакции: выпадение осадка, выделение газа или изменение запаха (что свидетельствует об образовании малодиссоциирующего вещества).

Затем, в соответствии с наблюдаемыми признаками, отнести реакцию к одному из 3-х типов:

1) ионообменные реакции с образованием малорастворимого вещества (осадка);

2) ионообменные реакции с выделением газа;

3) ионообменные реакции с образованием слабого электролита.

Каждую реакцию записать в 3-х формах:

а) молекулярной,

б) полной ионно - молекулярной,

в) сокращенной ионно - молекулярной.

Сделайте вывод о направлении протекания реакций ионного обмена.

Список заданий:

1. CH 3 COONa+H 2 SO 4 2. NaNO 2 + H 2 SO 4 3. MgCl 2 +Na 3 PO 4 4. NH 4 Cl+KOH 5. Na 2 CO 3 +HCl 6. Na 2 CO 3 +Ba(NO 3) 2 7. (CH 3 COO) 2 Pb+HCl 8. Hg(NO 3) 2 +NaOH 9. H 2 SO 4 +BaCl 2 10. NaCl+Pb(NO 3) 2 11. NiSO 4 +KOH 12. NaNO 2 +HCl 13. Bi(NO 3) 3 +KOH 14. Na 2 S+CdCl 2 15. Bi(NO 3) 3 +Na 2 S 16. CoSO 4 +KOH 17. CuSO 4 +KOH 18. Na 2 CO 3 +HNO 3 19. K 2 CrO 4 + CuSO 4 20. K 2 CrO 4 + MnSO 4 21. K 2 CrO 4 + NiSO 4 22. K 2 CO 3 + MnSO 4 23. Na 2 SO 3 +HCl

24. Hg(NO 3) 2 +Na 2 S 25. NiSO 4 + NH 4 OH 26. NiSO 4 + NH 4 OH изб 27.AlCl 3 +KOH 28. FeCl 3 +Na 3 PO 4 29. K 2 CrO 4 + Ba(NO 3) 2 30. NaNO 2 +HNO 3 31. MgCl 2 + NaOH 32. CuSO 4 + NH 4 OH 33. CuSO 4 + NH 4 OH изб 34. AlCl 3 +KOH изб 35. Pb(NO 3) 2 +KI 36. CH 3 COOK+ HCl 37. Al 2 (SO 4) 3 +NaOH 38. Al 2 (SO 4) 3 +NaOH изб 39. CoSO 4 + Na 2 S 40. Pb(NO 3) 2 + Na 3 PO 4 41. Na 3 PO 4 + CuSO 4 42. CH 3 COOK+ HNO 3 43. CH 3 COOH+KOH 44. CoSO 4 + NH 4 OH 45. CoSO 4 + NH 4 OH изб 46. Hg(NO 3) 2 + KI

47. Hg(NO 3) 2 + KI изб 48. CdCl 2 + NH 4 OH 49. CdCl 2 + NH 4 OH изб 50. NaHCO 3 + HNO 3 51. ZnSO 4 + BaCl 2 52. ZnSO 4 +KOH 53. ZnSO 4 +KOH изб 54. (CH 3 COO) 2 Pb+ H 2 SO 4 55. NaHCO 3 +H 2 SO 4 56. (NH 4) 2 SO 4 +KOH 57. K 2 CO 3 + H 2 SO 4 58. (NH 4) 2 SO 4 +NaOH 59. K 2 CO 3 + HCl 60. CrCl 3 +KOH 61. CrCl 3 +KOH изб 62. ZnCl 2 +NaOH 63. ZnCl 2 +NaOH изб 64. MnSO 4 +KOH 65. MnSO 4 +Na 3 PO 4 66. Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 67. K 2 CO 3 + CH 3 COOH 68. Na 2 CO 3 +CH 3 COOH 69. NaHCO 3 +CH 3 COOH

Лабораторная работа №6

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
ЭЛЕКТРОЛИТЫ И НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ

Теория электролитической диссоциации

(С. Аррениус, 1887г.)

При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).

Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).

Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).

Степень электролитической диссоциации (a ) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n ) к общему числу молекул, введенных в раствор (N ).

a = n / N 0< a < 1

Механизм электролитической диссоциации ионных веществ

При растворении соединений с ионными связями (например , NaCl ) процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли.

Ориентируясь вокруг ионов кристаллической решетки, молекулы воды образуют с ними либо водородные, либо донорно-акцепторные связи. При этом процессе выделяется большое количество энергии, которая называется энергией гидратации.

Энергия гидратации, величина которой сравнима с энергией кристаллической решетки, идет на разрушение кристаллической решетки. При этом гидратированные ионы слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, образуют раствор.

Механизм электролитической диссоциации полярных веществ

Аналогично диссоциируют и вещества, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например , HCl ), определенным образом ориентируются диполи воды. В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы.

Электролиты и неэлектролиты

Электролитическая диссоциация веществ, идущая с образованием свободных ионов объясняет электрическую проводимость растворов.

Процесс электролитической диссоциации принято записывать в виде схемы, не раскрывая его механизма и опуская растворитель (H 2 O ), хотя он является основным участником.

CaCl 2 « Ca 2+ + 2Cl -

KAl(SO 4 ) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 « H + + NO 3 -

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

Из электронейтральности молекул вытекает, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю.

Например , для

Al 2 (SO 4 ) 3 –– 2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO 4 ) 2 –– 1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

Сильные электролиты

Это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl , HBr , HI , HClO 4 , H 2 SO 4 , HNO 3 ) и сильные основания (LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , Ba (OH ) 2 , Sr (OH ) 2 , Ca (OH ) 2 ).

В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.

Слабые электролиты

Вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

К слабым электролитам относятся:

почти все органические кислоты (CH 3 COOH , C 2 H 5 COOH и др.);

некоторые неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S и др.);

почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca 3 (PO 4 ) 2 ; Cu (OH ) 2 ; Al (OH ) 3 ; NH 4 OH ) ;

вода.

Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.

СH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu (OH ) 2 « [ CuOH ] + + OH - (первая ступень)

[ CuOH ] + « Cu 2+ + OH - (вторая ступень)

H 2 CO 3 « H + + HCO - (первая ступень)

HCO 3 - « H + + CO 3 2- (вторая ступень)

Неэлектролиты

Вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы.

Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).

ИОННЫЕ РЕАКЦИИ. ГИДРОЛИЗ

Ионные реакции в растворе

Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов.

Правила составления ионных уравнений реакций

Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) не диссоциируют.

В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов.

Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.

Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.

Порядок составления ионных уравнений реакции

Записывают молекулярное уравнение реакции

MgCl 2 + 2AgNO 3 ® 2AgCl + Mg(NO 3 ) 2

Определяют растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости

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.

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

1. Физическая и химическая теория растворов

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, а 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.

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 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, 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. Основные положения теории электролитической диссоциации

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: 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).

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

3. Основания, кислоты, соли в свете теории электролитической диссоциации

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)+ ↔ Ba2+ + 2OH− Вторая ступень

Ba(OH)2↔ Ba2+ + 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 H3O+, но для простоты записывают H+.

HNO3↔ H+ + NO3−

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H3PO4↔ H+ + H2PO4- Первая ступень

H2PO4- ↔ H+ + HPO42- Вторая ступень

HPO42-↔ H+ + PO43- Третья ступень

H3PO4↔ 3H+ + PO43-Суммарное уравнение

Соли - это электролиты, диссоцирующие в водных растворах на катионы металла и анионы кислотного остатка.

Na2SO4 ↔ 2Na+ + SO42−

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(SO4)2↔ K+ + Al3+ + 2SO42

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

4. Сильные и слабые электролиты

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 = 180С и с = 0,1 моль/л.

5. Реакции ионного обмена

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:

BaCl2 + Na2CO3 → BaCO3↓ + 2NaCl.

Ba2++2Cl - + 2Na++CO32-→ BaCO3↓ + 2Na++2Cl- полное ионное уравнение

Ba2+ + CO32-→ BaCO3↓ сокращенное ионное уравнение.

Сокращенное ионное уравнение показывает, что при взаимодействии любого растворимого соединения, содержащего ион Ba2+, с соединением, содержащим карбонат-анион CO32-, в результате получится нерастворимый осадок BaCO3↓.

· 2. Выделение газа:

Na2CO3 +H2SO4 → Na2SO4 + H2O + CO2&