Электролитическая диссоциация

Содержание

Тема №33 «Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах и реакции ионного обмена.» | CHEM-MIND.com

Электролитическая диссоциация

Из уроков физики известно, что растворы од­них веществ способны проводить электрический ток, а других — нет.

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

Вещества, растворы кото­рых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами. Например растворы сахара, спирта, глюкозы и некоторых других веществ не проводят элек­трический ток.

Электролитические диссоциация и ассоциация

Почему же растворы элек­тролитов проводят электри­ческий ток?

Шведский ученый С. Ар­рениус, изучая электропро­водность различных веществ, пришел в 1877 г. к выводу, что причиной электропровод­ности является наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролита в воде.

Процесс распада электролита на ионы называ­ется электролитической диссоциацией.

С. Аррениус, который придерживался физиче­ской теории растворов, не учитывал взаимодей­ствия электролита с водой и считал, что в раство­рах находятся свободные ионы. В отличие от него русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяков- ский применили к объяснению электролитической диссоциации химическую теорию Д. И.

Менделеева и доказали, что при растворении электролита про­исходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. Они считали, что в растворах находятся не свободные, не «голые» ионы, а гидратированные, т. е.

«одетые в шубку» из молекул воды.

Молекулы воды представляют собой диполи (два полюса), так как атомы водорода расположены под углом 104,5°, благодаря чему молекула имеет угло­вую форму. Молекула воды схематически представ­лена ниже.

Как правило, легче всего диссоциируют веще­ства с ионной связью и, соответственно, с ионной кристаллической решеткой, так как они уже состо­ят из готовых ионов. При их растворении диполи во­ды ориентируются противоположно заряженными концами вокруг положительных и отрицательных ионов электролита.

Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В ре­зультате связь между ионами ослабевает, и про­исходит переход ионов из кристалла в раствор. Очевидно, что последовательность про­цессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей и щелочей), будет такой:

1) ориентация молекул (диполей) воды около ио­нов кристалла;

2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла;

3) диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно происходящие процессы можно от­разить с помощью следующего уравнения:

Аналогично диссоциируют и электролиты, в мо­лекулах которых ковалентная связь (например, мо­лекулы хлороводорода HCl, смотри ниже); только в этом случае под влиянием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ион­ную; последовательность процессов, происходящих при этом, будет такой:

1) ориентация молекул воды вокруг полюсов моле­кул электролита;

2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с молекулами электролита;

3) ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную);

4) диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

Схема электролитической диссоциации хлорида натрия на гидратированные ионы

Упрощенно процесс диссоциации соляной кис­лоты можно отразить с помощью следующего урав­нения:

Следует учитывать, что в растворах электро­литов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. Ассоциация в растворах происходит параллельно с диссоциацией, поэтому в уравнени­ях реакций ставят знак обратимости.

Схема электролитической диссоциации полярной молекулы хлороводорода на гидратированные ионы

Свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных.

Например, негидрати­рованный ион меди Cu2+ — белый в безводных кри­сталлах сульфата меди (II) и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т. е. связан с молекулами во­ды Cu2+ • nH2O.

Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды.

Степень электролитической диссоциации

В растворах электролитов наряду с ионами при­сутствуют и молекулы. Поэтому растворы электро­литов характеризуются степенью диссоциации, ко­торая обозначается греческой буквой а («альфа»).

Степень диссоциации — это отношение числа частиц, распавшихся на ионы (Ng), к общему числу растворенных частиц (Np).

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях или про­центах. Если а = 0, то диссоциация отсутствует, а если а = 1, или 100 %, то электролит полностью распадается на ионы.

Различные электролиты име­ют различную степень диссоциации, т. е. степень диссоциации зависит от природы электролита.

Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается.

По степени электролитической диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты — это электролиты, кото­рые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов зна­чение степени диссоциации стремится к единице.

К сильным электролитам относятся:

1) все растворимые соли;

2) сильные кислоты, например: H2SO4, HCl, HNO3;

3) все щелочи, например: NaOH, KOH.

Слабые электролиты — это такие электроли­ты, которые при растворении в воде почти не дис­социируют на ионы. У таких электролитов значе­ние степени диссоциации стремится к нулю.

К слабым электролитам относятся:

1) слабые кислоты — H2S, H2CO3, HNO2;

2) водный раствор аммиака NH3 • H2O;

3) вода;

4) некоторые соли.

Константа диссоциации

В растворах слабых электролитов вследствие их неполной диссоциации устанавливается динамичес­кое равновесие между недиссоциированными моле­кулами и ионами. Например, для уксусной кислоты:

Можно применить к этому равновесию закон действующих масс и записать выражение констан­ты равновесия:

Константу равновесия, характеризующую про­цесс диссоциации слабого электролита, называют константой диссоциации.

Константа диссоциации характеризует способ­ность электролита (кислоты, основания, воды) диссо­циировать на ионы. Чем больше константа, тем лег­че электролит распадается на ионы, следовательно, тем он сильнее. Значения констант диссоциации для слабых электролитов приводятся в справочниках.

Основные положения теории электролитической диссоциации

1. При растворении в воде электролиты диссо­циируют (распадаются) на положительные и отри­цательные ионы.

Ионы — это одна из форм существования хими­ческого элемента. Например, атомы металла натрия Na0 энергично взаимодейству­ют с водой, образуя при этом щелочь (NaOH) и водород Н2, в то время как ионы натрия Na+ таких продуктов не обра­зуют. Хлор Cl2 имеет желто­зеленый цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора Cl— бесцветны, не ядовиты, лишены запаха.

Ионы — это положительно или отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов одного или нескольких химических элементов в результате отдачи или присоединения электронов.

В растворах ионы беспорядочно передвигаются в различных направлениях.

По составу ионы делятся на простые — Cl—, Na+ и сложные — NH4+, SO2—.

2. Причиной диссоциации электролита в вод­ных растворах является его гидратация, т. е. взаи­модействие электролита с молекулами воды и раз­рыв химической связи в нем.

В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами во­ды, ионы. Следовательно, по наличию водной обо­лочки ионы делятся на гидратированные (в раствоpax и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях).

3. Под действием электрического тока положитель­но заряженные ионы движутся к отрицательному по­люсу источника тока — катоду и поэтому называют­ся катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу ис­точника тока — аноду и по­этому называются анионами.

Следовательно, существу­ет еще одна классификация ионов — по знаку их заряда.

Сумма зарядов катионов (Н+, Na+, NH4+, Cu2+) равна сумме зарядов анионов (Cl—, OH—, SO42-), вследствие че­го растворы электролитов (HCl, (NH4)2SO4, NaOH, CuSO4) остаются электронейтральными.

4. Электролитическая диссоциация — процесс обратимый для слабых электролитов.

Наряду с процессом диссоциации (распад элек­тролита на ионы) протекает и обратный процесс — ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравне­ниях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

5. Не все электролиты в одинаковой мере диссо­циируют на ионы.

Степень диссоциации зависит от природы элек­тролита и его концентрации. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

Реакции ионного обмена

Свойства растворов слабых электролитов об­условлены молекулами и ионами, образовавшими­ся в процессе диссоциации, которые находятся в динамическом равновесии друг с другом.

Запах уксусной кислоты обусловлен наличием молекул CH3COOH, кислый вкус и изменение окра­ски индикаторов связаны с наличием в растворе ионов H+.

Свойства растворов сильных электролитов опре­деляются свойствами ионов, которые образуются при их диссоциации.

Например, общие свойства кислот, такие как кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др., обусловлены наличи­ем в их растворах катионов водорода (точнее, ионов оксония H3O+).

Общие свойства щелочей, такие как мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др.

связаны с присутствием в их рас­творах гидроксид-ионов OH—, а свойства солей — с распадом их в растворе на катионы металла (или аммония) и анионы кислотных остатков.

Согласно теории электролитической диссоциа­ции все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Этим обуслов­лена высокая скорость многих химических реак­ций в растворах электролитов.

Реакции, протекающие между ионами, называ­ют ионными реакциями, а уравнения этих реак­ций — ионными уравнениями.

Реакции ионного обмена в водных растворах мо­гут протекать:

1. Необратимо, до конца.

2. Обратимо, то есть протекать одновременно в двух противоположных направлениях. Реакции обмена между сильными электролита­ми в растворах протекают до конца или практи­чески необратимы, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества:

а) нерастворимые;

б) малодиссоциирующие (слабые электролиты);

в) газообразные.

Приведем несколько примеров молекулярных и сокращенных ионных уравнений:

Реакция необратима, т. к. один из ее про­дуктов — нерастворимое вещество.

Реакция нейтрализации необратима, т. к. об­разуется малодиссоциирующее вещество — вода.

Реакция необратима, т. к. образуется газ CO2 и малодиссоциирующее вещество — вода.

Если среди исходных веществ и среди продуктов реакции имеются слабые электролиты или мало­растворимые вещества, то такие реакции являются обратимыми, т. е. до конца не протекают.

В обратимых реакциях равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ.

Например:

Равновесие смещается в сторону образования более слабого электролита — H2O. Однако до конца такая реакция протекать не будет: в растворе оста­ются недиссоциированные молекулы уксусной кис­лоты и гидроксид-ионы.

Если исходные вещества — сильные электро­литы, которые при взаимодействии не образуют нерастворимых или малодиссоциирующих веществ или газов, то такие реакции не протекают: при сме­шивании растворов образуется смесь ионов.

Шпаргалка

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева Таблица растворимости

Источник: https://www.chem-mind.com/2017/04/23/%D1%82%D0%B5%D0%BC%D0%B0-%E2%84%9633-%D1%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BB%D0%B8%D1%82%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B0%D1%8F-%D0%B4%D0%B8%D1%81%D1%81%D0%BE%D1%86%D0%B8%D0%B0%D1%86/

Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация

Водные растворы некоторых веществ являются проводниками электрического тока. Эти вещества относятся к электролитам. Электролитами являются кислоты, основания и соли, расплавы некоторых веществ.

Растворы некоторых веществ в воде не проводят электрический ток. Такие вещества называют неэлектролитами. К ним относятся многие органические соединения, например сахар и спирты.

Теория электролитической диссоциации

Теория электролитической диссоциации была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом (1887 г.). Основные положения теории С. Аррениуса:

— электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы;

— под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к катоду (катионы), а отрицательно заряженные – к аноду (анионы);

— диссоциация – обратимый процесс

КА ↔ К+ + А−

Механизм электролитической диссоциации заключается в ион-дипольном взаимодействии между ионами и диполями воды (рис. 1).

Рис. 1. Электролитическая диссоциация раствора хлорида натрия

Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Аналогично диссоциация протекает у молекул, образованных по типу полярной ковалентной связи (характер взаимодействия – диполь-дипольный).

Диссоциация кислот, оснований, солей

При диссоциации кислот всегда образуются ионы водорода (H+), а точнее – гидроксония (H3O+), которые отвечают за свойства кислот (кислый вкус, действие индикаторов, взаимодействие с основаниями и т.д.).

HNO3 ↔ H+ + NO3−

При диссоциации оснований всегда образуются гидроксид-ионы водорода (OH−), ответственные за свойства оснований (изменение окраски индикаторов, взаимодействие с кислотами и т.д.).

NaOH ↔ Na+ + OH−

Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или катион аммония NH4+) и анионы кислотных остатков.

CaCl2 ↔ Ca2+ + 2Cl−

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато.

H2SO4 ↔ H+ + HSO4− (I ступень)

HSO4− ↔ H+ + SO42- (II ступень)

Ca(OH)2 ↔ [CaOH]+ + OH− (I ступень)

[CaOH]+ ↔ Ca2+ + OH−

Степень диссоциации

Среди электролитов различают слабые и сильные растворы. Чтобы охарактеризовать эту меру существует понятие и величина степени диссоциации (). Степень диссоциации – отношение числа молекул, продиссоциировавших на ионы к общему числу молекул. часто выражают в %.

= N’ / N

К слабым электролитам относятся вещества, у которых в децимолярном растворе (0,1 моль/л) степень диссоциации меньше 3%.

К сильным электролитам относятся вещества, у которых в децимолярном растворе (0,1 моль/л) степень диссоциации больше 3%.

Растворы сильных электролитов не содержат непродиссоциировавших молекул, а процесс ассоциации (объединения) приводит к образованию гидратированных ионов и ионных пар.

На степень диссоциации оказывают особое влияние природа растворителя, природа растворенного вещества, температура (у сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации снижается, а у слабых – проходит через максимум в области температур 60oС), концентрация растворов, введение в раствор одноименных ионов.

Амфотерные электролиты

Существуют электролиты, которые при диссоциации образуют и H+, и OH− ионы. Такие электролиты называют амфотерными, например: Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и т.д.

H++RO− ↔ ROH ↔ R+ + OH−

Ионные уравнения реакций

Реакции в водных растворах электролитов – это реакции между ионами – ионные реакции, которые записывают с помощью ионных уравнений в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах. Например:

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 ↓ + 2NaCl (молекулярная форма)

Ba2+ + 2Cl− + 2Na+ + SO42- = BaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl− (полная ионная форма)

Ba2+ + SO42- = BaSO4 ↓ (сокращенная ионная форма)

Водородный показатель pH

Вода – слабый электролит, поэтому процесс диссоциации протекает в незначительной степени.

H2O ↔ H+ + OH−

К любому равновесию можно применить закон действующих масс и записать выражение для константы равновесия:

K = [H+][OH−]/[H2O]

Равновесная концентрация воды – величина постоянная, слеовательно.

K[H2O] = [H+][OH−] = KW

Кислотность (основность) водного раствора удобно выражать через десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем (рН):

рН = — lg[H+]

Если раствор нейтральный, то [H+]=[OH−] =10-7, рН =7.

Если среда кислая [H+] > 10-7, рН < 7.

Если среда щелочная [H+] < 10-7, рН > 7

Примеры решения задач

Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/ximiya/11-klass/elektroliticheskaya-dissociaciya/

Электролитическая диссоциация (Химия 11 класс) — Гипермаркет знаний

Электролитическая диссоциация

Гипермаркет знаний>>Химия>>Химия 11 класс>> Химия: Электролитическая диссоциация

Исторические факты об электролитической диссоциации

В первой половине XIX в. М. Фарвдей ввел понятие об электролитах и неэлектролитах. Электролитами он назвал вещества, водные растворы которых проводят электрический ток) а неэлектролитами — веществе, водные растворы которых не проводят электрический ток.

Для объяснения свойств водных растворов электролитов шведский ученый С. Арреииус (1859—1927) в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации.

Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются на свободные ионы. Этот процесс назвали электролитической диссоциацией. Растворы веществ тогда становятся проводниками электрического тока, когда они содержат ионы (положительно или отрицательно заряженные частицы), которые в электрическом поле приходят в направленное движение.

Но эта теория не ответила на некоторые вопросы: почему одни вещества являются электролитами, а другие нет? Какую роль в образовании ионов играет растворитель?

Представления о диссоциации электролитов получили развитие в работах русских химиков И. А. Каблукова и В. А. Кистаковского. Они применили к объяснению процесса электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева.

Как известно, он экспериментально доказал, что при растворении электролитов происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. .

Эти ионы связаны с молекулами воды, то есть являются гид рати ронянными. Гидратированные ионы в растворе находятся в постоянном хаотическом движении.

Бели же в этот раствор поместить противоположно заряженные электроды, то положительные ионы начнут двигаться к катоду — их назвали катионами, а отрицательные будут двигаться к аноду — и потому их назвали анионами.

Проникнуть в сущность процесса электролитической диссоциации помогло установление природы химической связи.

Вы, очевидно, помните синие кристаллы медного купороса, эту окраску ему придают гидратированные ноны меди.
По свойствам ионы отличаются от атомов. Так, атомы натрии образуют простое вещество — металл натрий. Он активно взаимодействуете водой, вытесняя водород, а гидратированные ионы натрия этой способностью не обладают.

Атомы хлора объединяются в двухатомные молекулы Сl2. Простое вещество хлор Сl2 имеет желто-зеленую окраску, удушливый запах, а гидратированные ионы хлора бесцветны и не имеют запаха. Молекулы водорода, состоящие из двух атомов Н…

образуют бесцветный горючий газ, который плохо растворяется в воде, а ноны водорода не горят и существуют в водных растворах в виде иона оксония CuS04, окрашивающего лакмус в красный цвет.

Электролитами могут быть только вещества с ионной и ковал ент ной полярной связями. Вы знаете такие вещества — это соли, основания, кислоты. Вспомните определения классов этих веществ с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты

С. Аррениус для количественной характеристики электролитической диссоциации ввел понятие степени электроли-тической диссоциации, обозначаемой греческой буквой a.

Степень электролитической диссоциации — это отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул .

a= Число молекул, распавшихся на ион/ Общее число растворенных молекул.

Если а = 0, то вещество совсем не распадается на ионы, оно является неэлектролитом. К неэлектролитам относятся вещества с ковал битным и малополярными и менолярныыи связями, такие, как эфиры, углеводороды, кислород, азот и др.

Степень электролитической диссоциации может иметь значение от 0 до 1(в процентах от 0 до 100%).

Сильные электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах (даже концентрированных) практически полиостью диссоциируют на ноны. У таких электролитов степень диссоциации стремится к 1 (100%). К сильным электролитам относятся почти все соли, неорганические кислоты, щелочи.

Слабые электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы. Их степень диссоциации значительно меньше 1 (100%), в большинстве случаев она стремится к нулю.

Но при разбавлении, как вы помните, степень диссоциации увеличивается.

К слабым электролитам относятся: многие неорганические кислоты , органические кислоты, основания (за исключением щелочей), гидрат аммиака, некоторые соли.

Константа диссоциации

В растворах слабых электролитов вследствие их неполной диссоциации устанавливается динамическое равновесие между педиссоцииро ванны ми молекулами и ионами.

Можно применить к этому равновесию закон действующих масс и записать выражение константы равновесия.

Константу равновесия, характеризующую процесс диссоциации слабого электролита, называют константой диссоциации. Константа диссоциации характеризует способность электролита (кислоты, основания, воды) диссоциировать на ионы.

Чем больше константа диссоциации, тем легче электролит распадется на ионы, следовательно, тем он сильнее. Значения констант диссоциации для слабых электролитов приводятся в справочниках.

Фториводородная кислота более сильный электролит, чем уксусная.

Многоосновние кислоты, а также миогокпелотные основания диссоциируют ступенчато.

Диссоциация воды. Водородный показатель. Среды водных растворов электролитов

Вода, как было отмечено ранее, слабый электролит. Без учета гидратации ионов Н2 уравнение диссоциации воды имеет вид:

Произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов называют ионным произведением воды.

В разбавленных водных растворах электролитов, как и в воде, произведение концентраций ионов водорода Н2 и гидроксид-ионов ОН — величина постоянная при определенной температуре. Ионное произведение воды дает возможность вычислить концентрацию гидроксид-ионов ОН” в любом водном растворе, если известна концентрация ионов водорода Н и наоборот.

Различают три типа сред: нейтральную, щелочную, кислотную.

Нейтральная — это среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов:
[Н+] = [ОН-] =10-7 моль/л

Кислотная — это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гндроксид-ионов:
[Н+] > [ОН-], [Н+] > 10-7 моль/л

Щелочная — это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов:
[Н+] < [0Н-], [Н+] < 10-7 моль/л

Для характеристики сред растворов удобно использовать так называемый водородный показатель рН (пэ-аш), введенный датским химиком Серенсеном.

Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода.Чем рН больше 7, тем больше щелочность раствори. Наглядно зависимость между концентрацией ионов водорода, значением рН с реакцией среды раствора показана на схеме:

Существуют различные методы измерения рН. Качественно тип среды и рН водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов — веществ, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов, то есть рН растворов. На практике, кик вы знаете. дли зтого применяют такие индикаторы, как лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин, универсальный.

Водородный показатель имеет большое значение в химических и биологических процессах, так как в зависимости от типа среды эти процессы могут протекать с разными скоростями и в разных направлениях.

Измерение рН крови или желудочного сока является диагностическим тестом в медицине.

Свойства растворов электролитов

Свойства растворов слабых электролитов обусловлены и молекулами, и ионами, образовавшимися в процессе диссоциации, которые находятся в динамическом равновесии друг с другом.

Запах уксусной кислоты обусловлен наличием молекул СН3СООН. кислый вкус и изменение окраски индикаторов связаны с наличием в растворе ионов Н*.
Свойства растворов сильных электролитов определяются свойствами ионов, которые образуются при их диссоциации.

Например, общие свойства кислот, такие, как кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др.. обусловлены наличием в их растворах катионов водорода Н~ (точнее ионов Н30+).

Общие свойства щелочей, такие, как мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др.

связаны с присутствием в их растворах гидроксид-ионов ОН-, а свойства солей — с распадом их в растворе на катионы металла (или аммония) и анионы кислотных остатков.

Как вы знаете, большая скорость многих химических реакций в растворах электролитов объясняется тем. что они протекают не между молекулами, а между ионами.

Реакции, протекающие между ионами, называют ионными реакциями.

Реакции ионного обмена в водных растворах могут протекать:

1) необратимо, до конца;2) обратимо, то есть протекать одновременно в двух противоположных направлениях.

Как вам известно, реакции обмена между сильными электролитами в растворах протекают до конца или практически необратимы, когда ноны, соединяясь друг с другом, образуют вещества:

а) нерастворимые;б) малодиссоциирующие (слабые электролиты);в) газообразные.

В обратимых реакциях равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ.Например:

СН3СО0Н + КОН      СН3СО0К + H2O

слабый           слабыйэлектролит    электролит

Если исходные вещества — сильные электролиты, которые при взаимодействии не образуют нерастворимых или малодиссоциирующих веществ или газов, то такие реакции не протекают: при смешивании растворов образуется смесь ионов.

1. Какие вещества относят к электролитам, а какие — к неэлектролитам ?
2. Какие из следующих жидкостей проводит электрический ток: этиловый спирт, водный раствор глюкозы, водный раствор натрия, раствор кислорода в воде, водный раствор карбоната натрия, расплав гидроксида калия? Ответ объясните.

3*. Заполните следующую таблицу:

9. Определите возможность протекания реакций обмена между водными растворами веществ:

а) сульфата калия и гилроксилн бария;б) карбонита натрия и хлорида кальция;  нитрита меди(ІІ) и сульфата железа(ІІ);г) пцроксцяа натрия и серной кислоты;д) сульфита калия и азотной кислоты;

е) нитрата алюминия и хлорида калия.

Составьте уравнения возможных реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионных формах.

Лабораторные опыты

Сегодняшний наш урок был посвящен изучению электролитической диссоциации, на котором вы узнали, что так называют распад нейтральных молекул вещества на положительные и отрицательные ионы, который происходит под воздействием растворителя.

Кроме этого, вам уже известно, что в зависимости от электрических свойств, жидкости делятся на две группы:

А теперь давайте проведем опыты и на практике проверим некоторые вещества на электрическую проводимость. А чтобы понять, проводит ли взятое нами вещество электрический ток, необходимо в него поместить электроды.

И в том случае, если взятое нами вещество проводит электрический ток, то мы с вами будем наблюдать процесс, при котором происходит замыкание цепи и лампочка при этом загорается. А если же взятое нами вещество не обладает электропроводностью, то в этом случае цепь по-прежнему останется разомкнутой и естественно, что мы не сможем наблюдать, как загорится лампочка.

А теперь приступим к испытанию веществ на его электропроводимость:

• Первое, что мы с вами сделаем, так это насыпаем в чашку Петри кристаллический хлорид натрия NaCl, а нам уже известно, что это простая поваренная соль, и дальше подносим к электродам. Теперь внимательно смотрим и видим, что в данном случае лампочка не загорается. Отсюда мы делаем вывод, что поваренная соль электрический ток не проводит.

• Второе, что мы с вами сделаем, так это возьмем какое-то органическое вещество и проверим его на наличие электропроводимости. Пускай этим органическим веществом будет, например, сахар.

Проделываем наш опыт заново и опять видим, что лампочка все также не горит.

Какой мы можем сделать вывод из этого опыта? А вывод будет такой, что твердые вещества, также не способны проводить электрический ток.

• На третьем опыте мы с вами попробуем проверить электропроводность на дистиллированной воде и узнаем, является ли она электролитом? И опять мы наблюдаем, что лампочка все также не горит.

Почему так происходит? А все очень просто, оказывается, что в дистиллированной воде ионов совсем мизерное количество и за счет этого вода имеет очень низкую электропроводность.

Поэтому делаем вывод, что дистиллированная вода, является довольно слабым электролитом.

• Ну и следующее, что мы сделаем, так это проверим на электропроводимость растворы солей, щелочей, кислот. Проводя опыт с раствором гидроксида натрия, мы наблюдаем, как загорается лампочка.

И отсюда делаем вывод, что гидроксида натрия обладает электропроводностью. При испытании на электропроводность раствора поваренной соли, лампочка также зажглась. Тот же эффект мы получим и проделывая опыт с раствором соляной кислоты HCl.

Как видите, все испытания, проводимые с растворами доказали, что они являются электролитами.

Теперь попробуем подвести итог наших испытаний и сделать выводы о том, какие вещества являются электролитами, а какие электрический ток не проводят. После проведенных опытов мы можем уверенно утверждать, что твердые вещества не являются электролитами и поэтому неспособны проводить электрический ток.

А вот растворы солей, щёлочей, кислот способны проводить электрический ток, так как являются электролитами. Но, также следует запомнить, что не все растворы являются электропроводными, так как у некоторых отсутствуют заряжение частицы и естественно, что такие растворы электролитами не могут быть.

Домашнее задание

На уроке вы наблюдали за проведением опытов, с помощью которых велись испытания на электропроводность некоторых веществ. Постарайтесь вспомнить все, что вы наблюдали на уроке, и заполните таблицу, записав результаты опытов по электрической проводимости указанных веществ:

Источник: http://edufuture.biz/index.php?title=%D0%AD%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BB%D0%B8%D1%82%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B0%D1%8F_%D0%B4%D0%B8%D1%81%D1%81%D0%BE%D1%86%D0%B8%D0%B0%D1%86%D0%B8%D1%8F_%28%D0%A5%D0%B8%D0%BC%D0%B8%D1%8F_11_%D0%BA%D0%BB%D0%B0%D1%81%D1%81%29

Что такое электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация

Примеры решения задач…

Давно известно, что некоторые растворы проводят электрический ток (такие растворы получили название электролитов), а некоторые – не проводят (неэлектролиты).

Кроме электропроводности электролиты и неэлектролиты имеют много других отличий. При одинаковой молярной концентрации электролиты (по сравнению с неэлектролитами) обладают:

  • более высокой температурой кипения;
  • более низкой температурой замерзания;
  • более высоким осмотическим давлением;
  • более низким давлением пара растворителя.

Такое большое различие в свойствах растворов ученые объясняют тем фактом, что в электролитах при растворении образуется гораздо большее кол-во частиц, которые еще и обладают зарядом, хотя, в общем, раствор электролита нейтрален.

Впервые теорию электролитической диссоциации (разделения) сформулировал в 1887 г. шведский ученый С. Аррениус, ее основные положения заключались в следующем:

  • электролиты, растворяясь в воде, диссоциируют (распадаются) на положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные ионы;
  • под воздействием внешнего электрического поля катионы в растворе электролита начнут двигаться к катоду (отрицательному электроду), анионы – к аноду (положительному электроду);
  • электролитическая диссоциация является обратимым процессом – параллельно с распадом молекул на ионы идет обратный процесс ассоциации (ионы соединяются в молекулы), в результате чего в растворе устанавливается динамическое равновесие.

Через несколько лет, в 1891 г., русский ученый И. Каблуков внес существенные уточнения в теорию Аррениуса, введя понятие сольватации катионов и анионов (формирование химических связей между растворителем и растворяемым веществом).

Электролитической диссоциацией (ионизацией)называют

процесс распада электролитов на ионы в водном растворе (расплаве)

Ионами называют атомы (группы атомов), которые имеют заряд (положительный – анионы или отрицательный – катионы).

Ионы бывают:

  • простые – Na+, Mg2+, S2-, Cl-
  • сложные – NO3-, NH4+, SO42-, PO43-
Растворы электролитов нейтральныпотому, что

общая сумма зарядов анионов всегда равна общей сумме зарядов катионов

Механизм электролитической диссоциации

Электролиты бывают двух видов: раствором с ионной связью и раствором с ковалентной связью.

Растворители, в которых протекает процесс диссоциации, обязательно состоят из полярных молекул.

Механизм диссоциации электролитов с ионной и ковалентной связью различен.

Диссоциация хлорида натрия

Хлорид натрия является веществом с ионной связью, в узлах кристаллической решетки NaCl находятся ионы натрия и хлора.

Рис. 1. Кристаллическая решетка хлорида натрия.

При погружении поваренной соли в воду на первой стадии растворения (диссоциации NaCl) полярные молекулы воды под действием электростатического притяжения приклеиваются своей отрицательной стороной к катионам натрия (Na+), а положительной стороной к анионам хлора (Cl-):

Рис. 2 Притяжение полярных молекул воды к ионам NaCl.

По мере склеивания молекул воды с ионами натрия и хлора происходит ослабление ионных связей Na+ с Cl-:

Кристаллическая решетка постепенно разрушается, в результате чего, освободившиеся ионы переходят в раствор, в котором они тут же связываются с молекулами воды – такие ионы называются гидратированными.

Рис. 3 Ослабление ионных связей хлорида натрия.

Ионные связи хлорида натрия разрываются и гидратированные ионы переходят в раствор:

Рис. 4 Переход гидратированных ионов натрия и хлора в раствор.

В водном растворе диссоциация ионных соединений всегда протекает полностью.

Диссоциация хлороводорода

Хлороводород является веществом с ковалентной полярной связью.

Под воздействием молекул воды ковалентные связи поляризуются еще больше и становятся связями ионными, после чего происходит процесс, описанный выше:

Рис. 5 Диссоциация полярной молекулы HCl.

Из вышесказанного можно сделать вывод, что электролитическая диссоциация возможна в полярных растворителях (вода, этиловый спирт). При диссоциации в первую очередь разрываются наиболее полярные связи (самая большая разность в электроотрицательности атомов, составляющих связь; см. Понятие электроотрицательности).

Растворитель выполняет не только роль разделения катионов и анионов растворяемого вещества, но также замедляет обратный процесс ассоциации ионов в исходную молекулу, поскольку сольватированные (гидратированные) ионы окружены “прилипшими” молекулами растворителя, что мешает сближению (под воздействием кулоновского электростатического притяжения) и воссоединению в молекулу катионов и анионов. Кол-во молекул растворителя, находящихся в гидратной оболочке ионов, зависит от природы ионов, концентрации и температуры раствора.

Одно из главных отличий диссоциации электролитов с полярной связью от диссоциации электролитов с ионной связью заключается в том, что такая диссоциация может быть частичной – это зависит от полярности связей в молекулах электролитов.

Уравнения электролитических диссоциаций записываются следующим образом:

NaCl ↔ Na+ + Cl-HCl ↔ H+ + Cl-

Электролитическая диссоциация протекает за счет энергии, выделяемой в процессе разрушения кристаллической решетки растворяемого вещества во время взаимодейтсвия молекул растворителя с веществом.

Следует сказать, что диссоциация может протекать и без растворителя, например, при высокой температуре, когда образуется расплав вещества (энергия для разрушения кристаллической решетки берется из внешнего источника высокой температуры).

ИТОГ: Электролитическая диссоциация – это процесс распада вещества (электролита) на ионы (в растворах под воздействием полярных молекул растворителя; в расплавах – под воздействием высокой температуры).

Свойства ионов

Атомы элементов и их ионы – это далеко не “родственники”. По своим физическим и химическим свойствам ионы сильно отличаются от нейтральных атомов, из которых они образовались.

Такие сильные различия между атомами и их ионами объясняются разным электронным строением.

При наличии в растворе нескольких электролитов они диссоциируют в сторону образования: 1) осадков; 2) газов; 3) слабых электролитов.

  • пример диссоциации с образованием осадков:BaCl2+Na2SO4 = BaSO4↓+2NaClBa2++2Cl-+2Na++SO42-=BaSO4↓+2Na++2Cl- 2Cl- и 2Na+ можно сократитьСокращенное ионное уравнение:Ba2++SO42-=BaSO4↓
  • пример диссоциации с образованием газов:CaCO3+2HCl = CaCl2+CO2↑+H2O Сокращенное ионное уравнение:CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H2O
  • пример диссоциации с образованием слабых электролитов:HCl+NaOH = NaCl+H2O Сокращенное ионное уравнение:H++OH- = H2O

Примеры решения задач…

См. далее: Как составлять уравнения ионных реакций…

Источник: https://prosto-o-slognom.ru/chimia/04_dissotsiatsiya.html

Поделиться:
Нет комментариев

    Добавить комментарий

    Ваш e-mail не будет опубликован. Все поля обязательны для заполнения.

    ×
    Рекомендуем посмотреть