Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних)

Теория электролитической диссоциации

Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые электролиты.

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.

Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.

К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.

В чем же суть процесса электролитической диссоциации?

Поместим в пробирку несколько кристаллов хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое время кристаллы растворятся. Что произошло?
Хлорид натрия – вещество с ионной кристаллической решеткой. Кристалл NaCl состоит из ионов Na + и Cl — . В воде этот кристалл распадается на структурные единицы-ионы. При этом распадаются ионные химические связи и некоторые водородные связи между молекулами воды. Попавшие в воду ионы Na + и Cl — вступают во взаимодействие с молекулами воды. В случае хлорид-ионов можно говорить про электростатическое притяжение дипольных (полярных) молекул воды к аниону хлора, а в случае катионов натрия оно приближается по своей природе к донорно-акцепторному (когда электронная пара атома кислорода помещается на вакантные орбитали иона натрия). Окруженные молекулами воды ионы покрываются гидратной оболочкой. Диссоциация хлорида натрия описывается уравнением:

NaCl = Na + + Cl –

При растворении в воде соединений с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе. Например, соляная ксилота диссоциирует на ионы так: HCl = H + + Cl — .

При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.

Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:

Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.

Nпродисс — это число продиссоциировавших молекул,

Nисх — это исходное число молекул.

По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные и слабые.

Сильные электролиты (α≈1):

1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH3COOK, формиат натрия HCOONa и др.)

2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO3, H2SO4 (по первой ступени), HClO4 и др.;

3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е. степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ. В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.

Читайте также:
Атомы и молекулы. Химический элемент. Простые и сложные вещества. Основные классы неорганических веществ. Номенклатура неорганических соединений

Слабые электролиты (α

1. Слабые кислоты, в т.ч. органические;

2. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH4OH;

3. Нерастворимые и некоторые малорастворимые соли (в зависимости от растворимости).

Неэлектролиты:

1. Оксиды, не взаимодействующие с водой (взаимодействующие с водой оксиды при растворении в воде вступают в химическую реакцию с образованием гидроксидов);

2. Простые вещества;

3. Большинство органических веществ со слабополярными или неполярными связями (альдегиды, кетоны, углеводороды и т.д.).

Как диссоциируют вещества? По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты диссоциируют полностью (в насыщенных растворах), в одну ступень, все молекулы распадаются на ионы, практически необратимо. Обратите внимание — при диссоциации в растворе образуются только устойчивые ионы. Самые распространенные ионы можно найти в таблице растворимости — это ваша официальная шпаргалка на любом экзамене. Степень диссоциации сильных электролитов примерно равна 1. Например, при диссоциации фосфата натрия образуются ионы Na + и PO4 3– :

Диссоциация слабых электролитов : многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо. Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц. Например, угольная кислота:

HCO3 – ↔ H + + CO3 2–

Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:

Mg(OH)2 ⇄ Mg(OH) + OH –

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –

Кислые соли диссоциируют также ступенчато, сначала разрываются ионные связи, затем — ковалентные полярные. Например, гидрокабонат калия и гидроксохлорид магния:

KHCO3 ⇄ K + + HCO3 – (α=1)

HCO3 – ⇄ H + + CO3 2– (α + + Cl – (α=1)

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α 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:

Читайте также:
Химические свойства простых веществ-неметаллов: водорода, кислорода, галогенов, серы, азота, фосфора, углерода, кремния

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.

Электролитическая диссоциация

Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.

Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.

В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:

KA ⇄ K + (катион) + A – (анион)

Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.

У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы и H другой молекулы.

Ступени диссоциации

Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H2SO4, H3PO4.

Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:

Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.

Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:

Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:

Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.

Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.

Электролиты и неэлектролиты

Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты – жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. Связи в их молекулах обычно ионные или ковалентные сильнополярные.

К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).

Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.

Неэлектролиты – вещества недиссоциирующие в растворах на ионы. В молекулах эти веществ связи ковалентные неполярные или слабополярные.

К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.

Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят электрический ток.

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:

Читайте также:
Химические свойства простых веществ-металлов: щелочных и щелочноземельных металлов, алюминия, железа

Полные ионные уравнения записываются путем разложения молекул на ионы. Запомните, что нельзя раскладывать на ионы:

  • Слабые электролиты (в их числе вода)
  • Осадки
  • Газы

Сокращенное ионное уравнение записывается путем сокращения одинаковых ионов из левой и правой части. Просто, как в математике – остается только то, что сократить нельзя.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Блиц-опрос по теме Электролитическая диссоциация

Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних)

Ключевые слова конспекта: электролитическая диссоциация, теория, электролиты, неэлектролиты, определения основаниям, кислотам и солям как электролитам, степень диссоциации, степень электролитической диссоциации.

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Электрический ток – это направленное движение заряженных частиц. В металлах такое направленное движение осуществляется за счёт относительно свободных электронов. Но проводить электрический ток могут не только металлы.

Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

Почему же электролиты проводят электрический ток?

В 1887 г. шведский учёный Сванте Аррениус сформулировал положения теории электролитической диссоциации. Основная идея этой теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Электропроводность электролитов обусловлена именно наличием в растворе свободных ионов, которые и являются носителями зарядов.

В дальнейшем теория электролитической диссоциации совершенствовалась. Современная теория водных растворов электролитов, кроме теории С. Аррениуса, включает в себя представления о гидратации ионов (И. А. Каблуков, В. А. Кистяковский) и теорию сильных электролитов (П. Й. Дебай, Э. А. Хюккель, 1923 г.).

Основными положениями теории электролитической диссоциации являются следующие:

  1. Электролиты в растворах под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Такой процесс называется электролитической диссоциацией. Диссоциация также может происходить при плавлении твёрдых электролитов (термическая диссоциация электролитов).
  2. Ионы отличаются от атомов по составу и по свойствам. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии. Ионы в гидратированном состоянии отличаются по свойствам от ионов в газообразном состоянии вещества.
  3. В растворах или расплавах электролитов ионы движутся хаотично, но при пропускании через раствор или расплав электролита электрического тока ионы движутся направленно: катионы – к катоду, анионы – к аноду.
ОПРЕДЕЛЕНИЯ ОСНОВАНИЙ, КИСЛОТ И СОЛЕЙ

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

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

КОН = К + + OH –
Са(ОН)2 = Са 2+ + 2 OH –

Кислоты – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид катионов – катионы водорода Н + (точнее – катионы гидроксония H3O + ).

Катион гидроксония образуется при взаимодействии Н + с молекулой H2O. В результате образуется ещё одна ковалентная связь кислорода с водородом по донорно-акцепторному механизму:

Читайте также:
Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева

Примеры диссоциации кислот:

НCl = Н + + Cl – или НCl + H2O = H3O + + Cl –
НСlO4 = Н + + СlO4 или НСlO4 + H2O = H3O + + СlO4

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Соли – это электролиты, диссоциирующие в водном растворе на катионы металлов и анионы кислотного остатка.

Средние соли диссоциируют с образованием только катионов металла и анионов кислотного остатка. Например:

Соли аммония вместо катиона металла содержат катион аммония. Например:

NH4Cl = NH4 + + Cl –

Основные соли диссоциируют с образованием катионов металла, анионов ОН– и анионов кислотного остатка:

Суммарное уравнение: AlOНCl2 = Al 3+ + ОН – + 2Cl –

Кислые соли диссоциируют с образованием катионов металла, катионов водорода (гидроксония) и анионов кислотного остатка. Например:

Суммарное уравнение: Са(НСO3)2 + 2H2O = Са 2+ + 2H3O + + 2СО3 2–

Двойные соли – соли, в результате диссоциации которых образуются катионы нескольких металлов (или аммония и какого–либо металла) и анионы одного кислотного остатка. Например, сульфат калия–хрома (хромокалиевые квасцы):

Смешанные соли – соли, в результате диссоциации которых образуются катионы какого-либо металла и анионы нескольких кислотных остатков. Например, хлорид-гипохлорит кальция (хлорная известь):

СаСlOCl = Са 2+ + Cl – + СlO –

При растворении одних электролитов диссоциация происходит практически полностью. Такие электролиты называют сильными. При растворении других электролитов диссоциация происходит в незначительной мере, их называют слабыми.

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ

Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации (α) – отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы (nрасп.), к количеству вещества электролита, поступившего в раствор (nобщ.):

Степень диссоциации также выражают в процентах, тогда 0%

Конспект урока «Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации».

Электролиты и неэлектролиты. Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних)

Уже в середине XIX в. было установлено, что есть вещества, водные растворы которых (или расплавы) проводят электрический ток, водные же растворы других веществ электрического тока не проводят. Соответственно эти различные вещества получили название электролитов и неэлектролитов.

Электролиты — вещества, водные растворы которых или расплавы проводят электрический ток. Неэлектролиты — вещества, водные растворы которых не проводят электрический ток.

К электролитам относятся соли, кислоты, основания. Так, типичными электролитами являются:

Большинство органических веществ электролитами не являются. Так, не относятся к электролитам углеводороды, спирты, альдегиды, углеводы и др.

Электропроводность электролитов обусловлена присутствием в их растворах (или расплавах) ионов, которые и обеспечивают прохождение электрического тока. Для объяснения электропроводности водных растворов кислот, солей и оснований С. Аррениус выдвинул в 1887 г. теорию электролитической диссоциации.

В соответствии с этой теорией, электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы — положительно и отрицательно заряженные. Положительно заряженные ионы называются катионами, отрицательно заряженные — анионами.

В общем виде диссоциация электролита KatAn может быть записана так:

На самом деле в водных растворах катионы металлов и анионы кислотных остатков существуют в гидратированном виде. Например, состав гидратированных катионов алюминия может быть записан так: [Аl(ОН)6] 3+ . Именно гидратация ионов является главной движущей силой механизма электролитической диссоциации, т. к. энергия гидратации ионов довольно высока и вполне достаточна для разрушения прочных кристаллических решёток твёрдых веществ. Однако в уравнениях реакций для простоты гидратные молекулы воды опускают и записывают просто Аl 3+ . Другой движущей силой процесса диссоциации является высокое значение диэлектрической константы воды: ε(Н2O) = 81, т.е. вода в 81 раз ослабляет притяжение катионов и анионов по сравнению с вакуумом.

Читайте также:
Вычисление массовой доли химического элемента в веществе

Наиболее легко диссоциируют вещества с ионным типом связи, это объясняется наличием уже имеющихся ионов в узлах кристаллической решётки. Диссоциация веществ с сильно полярными ковалентными связями протекает сложнее: в этом случае распад на ионы полярной молекулы проходит через стадию перехода полярной структуры в ионную под действием молекул воды. Вещества с малополярными ковалентными связями и неполярными связями диссоциировать не могут и не относятся к электролитам. Так, в ряду NaF — HF — Н2 способность веществ к электролитической диссоциации уменьшается, что связано с переходом типа связи от ионной (во фториде натрия) к ковалентной полярной (во фтороводороде) и к ковалентной неполярной (в водороде).

Все электролиты можно разделить на сильные и слабые. Сильные электролиты в разбавленных водных растворах полностью диссоциируют на ионы. К сильным электролитам относятся все щёлочи, многие кислоты (такие как НСlO4, НСlO3, НСl, HNO3, H2SO4, HMnO4 и некоторые другие), а также практически все соли (даже если они малорастворимы, т.к. в водном растворе не существуют “молекулы” солей). Слабые электролиты лишь в малой степени диссоциируют на ионы. К слабым электролитам относятся вода, органические кислоты (уксусная, щавелевая, лимонная и т.д.), многие неорганические кислоты (сернистая, сероводородная, плавиковая, азотистая, хлорноватистая и др.). В отличие от сильных электролитов, диссоциация слабых электролитов обратима, что отражают в уравнениях диссоциации:

(сильный электролит, диссоциация полная),

(слабый электролит, диссоциация обратима).

Для количественной характеристики меры диссоциации электролита используют понятие степени диссоциации. Степень диссоциации равна отношению числа молекул, продиссоциировавших на ионы, к исходному числу растворённых молекул:

Таким образом, степень диссоциации может изменяться от 0 до 1 (или от 0 до 100%).

Степень диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя*, концентрации и температуры. Чем ниже концентрация электролита в растворе, тем больше степень его диссоциации. С ростом температуры степень диссоциации возрастает (т.к. диссоциация большинства электролитов — процесс эндотермический).

Электролитическая диссоциация кислот

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты — это сложные вещества, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только гидратированные ионы водорода H + и анионы кислотных остатков. Сильные кислоты диссоциируют практически полностью, например:

Диссоциация слабых кислот обратима:

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, по стадиям. Например, в случае слабой сероводородной кислоты можно записать:

При этом степень диссоциации по каждой последующей ступени намного меньше, чем по предыдущей. Так, степень диссоциации сероводородной кислоты по первой ступени составляет всего 1% (т.е. из 100 молекул H2S всего одна распадается на ионы). По второй ступени степень диссоциации ещё меньше и не превышает 10 -7 % (т. е. из 10 миллионов лишь один HS – -ион распадается дальше на ионы, поэтому можно считать, что по второй стадии сероводород почти не диссоциирует).

Читайте также:
Валентность химических элементов. Степень окисления химических элементов

Электролитическая диссоциация оснований

С точки зрения теории электролитической диссоциации основания — сложные вещества, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы ОH – . Сильные основания диссоциируют практически полностью:

Дисоциация слабых оснований обратима:

Многокислотные слабые основания диссоциируют ступенчато, по отдельным стадиям, например:

Как и в случае кислот, степень диссоциации по второй стадии намного меньше, чем по первой.

Электролитическая диссоциация солей

С точки зрения теории электролитической диссоциации соли — сложные вещества, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков. Практически все соли относятся к сильным электролитам, полностью распадаясь в водных растворах на ионы:

Даже в случае таких малорастворимых солей, как AgCl или BaSO4 (их растворимость мизерна и не превышает 10 -5 моль/л), та часть их, которая перешла в раствор, полностью распадается на ионы:

Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато. Так, гидросульфит натрия в водном растворе диссоциирует следующим образом:

Диссоциация по первой стадии протекает полностью (сильный электролит, как и все соли), по второй стадии — обратимо (слабый электролит, как и все многоосновные кислоты).

Электролитическая диссоциация амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды могут одновременно диссоциировать и как основания, и как кислоты. Рассмотрим амфотерный гидроксид состава НОЭ, в котором при электролитической диссоциации может разрываться или О—Э-связь, или О—Н-связь. В первом случае гидроксид НОЭ будет диссоциировать как основание, во втором случае — как кислота:

Так, гидроксид алюминия может диссоциировать и как основание:

Взаимодействуя с кислотами, гидроксид алюминия образует соли катиона Аl 3+ , а при реакции с щелочами — соли гидроксоалюминат-иона [Аl(ОН)4] – :

К каждому из заданий части 1 даны 4 варианта ответа, из которых только один правильный.

1. К неэлектролитам относится

1) расплав карбоната натрия

2) раствор этилового спирта

3) раствор бромоводорода

4) расплав хлорида калия

2. К электролитам относится

3. Хлорид-ионы образуются при электролитической диссоциации

4. Не является электролитом

5. Электролитической диссоциации ортофосфорной кислоты по второй ступени отвечает уравнение:

6. Не является электролитом

4) серная кислота

7. Электролитической диссоциации ортофосфорной кислоты по третьей ступени отвечает уравнение:

8. Не является электролитом

1) поваренная соль

3) соляная кислота

9. Сумма коэффициентов в уравнении электролитической диссоциации сульфата алюминия равна

10. Сильным электролитом является

1) угольная кислота

2) сероводородная кислота

3) серная кислота

11. Сумма коэффициентов в уравнении электролитической диссоциации сульфата железа(II) равна

12. Слабым электролитом является

13. Сумма коэффициентов в уравнении электролитической диссоциации сульфата железа(III) равна

14. К сильным электролитам не относится

15. Наибольшее количество ионов образуется при электролитической диссоциации 1 моль

2) хлорида кальция

3) хлорида алюминия

4) хлорида железа(II)

16. К слабым электролитам не относится

17. Наибольшее количество ионов образуется при электролитической диссоциации 1 моль

1) сульфата калия

2) сульфата магния

3) сульфата алюминия

4) сульфата железа(II)

18. К электролитам относится

19. Сульфид-ионы образуются при электролитической диссоциации

20. К электролитам относится

21. Наибольшая концентрация фосфат-ионов в растворе

*Например, LiCl в воде — сильный электролит, а в спиртовом растворе — слабый.

Читайте также:
Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

**Раньше процесс электролитической диссоциации по кислотному типу записывали так:

что на самом деле не отвечает действительности. Причины этого рассматриваются в старших классах при углублённом изучении химии.

Библиотека образовательных материалов для студентов, учителей, учеников и их родителей.

Наш сайт не претендует на авторство размещенных материалов. Мы только конвертируем в удобный формат материалы из сети Интернет, которые находятся в открытом доступе и присланные нашими посетителями.

Если вы являетесь обладателем авторского права на любой размещенный у нас материал и намерены удалить его или получить ссылки на место коммерческого размещения материалов, обратитесь для согласования к администратору сайта.

Разрешается копировать материалы с обязательной гипертекстовой ссылкой на сайт, будьте благодарными мы затратили много усилий чтобы привести информацию в удобный вид.

© 2014-2021 Все права на дизайн сайта принадлежат С.Є.А.

Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних)

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

I. Электролитическая диссоциация кислот

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (H + )

1. Электролитическая диссоциация одноосновных кислот

Кис­ло­ты со­сто­ят не из ионов, а из мо­ле­кул.

Воз­ни­ка­ет во­прос – как же тогда кис­ло­та дис­со­ци­и­ру­ет, т. е как в кис­ло­тах об­ра­зу­ют­ся сво­бод­ные за­ря­жен­ные ча­сти­цы? Ока­зы­ва­ет­ся, ионы об­ра­зу­ют­ся в рас­тво­рах кис­лот имен­но при рас­тво­ре­нии.

Рас­смот­рим про­цесс элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции хло­ро­во­до­ро­да в воде, но для этого за­пи­шем стро­е­ние мо­ле­кул хло­ро­во­до­ро­да и воды.

Обе мо­ле­ку­лы об­ра­зо­ва­ны ко­ва­лент­ной по­ляр­ной свя­зью. Элек­трон­ная плот­ность в мо­ле­ку­ле хло­ро­во­до­ро­да сме­ще­на к атому хлора, а в мо­ле­ку­ле воды – к атому кис­ло­ро­да. Мо­ле­ку­ла воды спо­соб­на ото­рвать ка­ти­он во­до­ро­да от мо­ле­ку­лы хло­ро­во­до­ро­да, при этом об­ра­зу­ет­ся ка­ти­он гид­рок­со­ния Н3О + .

В урав­не­нии ре­ак­ции элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции не все­гда учи­ты­ва­ют об­ра­зо­ва­ние ка­ти­о­на гид­рок­со­ния – обыч­но го­во­рят, что об­ра­зу­ет­ся ка­ти­он во­до­ро­да.

Тогда урав­не­ние дис­со­ци­а­ции хло­ро­во­до­ро­да вы­гля­дит так:

HClH + + Cl

При дис­со­ци­а­ции од­но­го моля хло­ро­во­до­ро­да об­ра­зу­ют­ся один моль ка­ти­о­на во­до­ро­да и один моль хло­рид – ани­о­нов.

2. Электролитическя диссоциация многоосновных кислот

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

Рас­смот­ри про­цесс элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции сер­ной кис­ло­ты. Сер­ная кис­ло­та дис­со­ци­и­ру­ет сту­пен­ча­то, в две ста­дии.

I–я ста­дия дис­со­ци­а­ции

На пер­вой ста­дии от­ры­ва­ет­ся один ка­ти­он во­до­ро­да и об­ра­зу­ет­ся гид­ро­суль­фат-ани­он.

II – я ста­дия дис­со­ци­а­ции

На вто­рой ста­дии про­ис­хо­дит даль­ней­шая дис­со­ци­а­ция гид­ро­суль­фат – ани­о­нов.

Эта ста­дия яв­ля­ет­ся об­ра­ти­мой, то есть, об­ра­зу­ю­щи­е­ся суль­фат – ионы могут при­со­еди­нять к себе ка­ти­о­ны во­до­ро­да и пре­вра­щать­ся в гид­ро­суль­фат – ани­о­ны. Это по­ка­за­но зна­ком об­ра­ти­мо­сти.

Су­ще­ству­ют кис­ло­ты, ко­то­рые даже на пер­вой ста­дии дис­со­ци­и­ру­ют не пол­но­стью – такие кис­ло­ты яв­ля­ют­ся сла­бы­ми. На­при­мер, уголь­ная кис­ло­та Н2СО3.

Н3РО4 ↔ Н + + Н2РО4 – (первая ступень) – дигидроортофосфат ион

Н2РО – 4 ↔ Н + + НРO4 2- (вторая ступень) – гидроортофосфат ион

НРО 2- 4 ↔ Н + + PО4 З- (третья ступень) – ортофосфат ион

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени – по третьей.

Читайте также:
Химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных

II. Электролитическая диссоциация оснований

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH – )

Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов)

Щёлочи – это основания, растворимые в воде

Это основания щелочных и щелочноземельных металлов :

LiOH, NaОН, КОН, Rb ОН, С s ОН, Fr ОН и Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, R а(ОН)2, а также NН4ОН

Амфолиты – это электролиты, которые при диссоциации одновре­менно образуют катионы водорода (H + ) и гидроксид-ионы ( OH – )

Примеры уравнений диссоциации щелочей

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ba(ОН)2 -> Bа(ОН) + + OH – (первая ступень)

Ba(OH) + ↔ Ba 2+ +OH – (вторая ступень)

Примеры уравнений диссоциации амфолитов

Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН)2 можно выра­зить уравнением:

Нерас­тво­ри­мые в воде ос­но­ва­ния прак­ти­че­ски не под­вер­га­ют­ся элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции, так как в воде они прак­ти­че­ски нерас­тво­ри­мы, а при на­гре­ва­нии – раз­ла­га­ют­ся, так что рас­плав их по­лу­чить не уда­ет­ся.

III. Электролитическая диссоциация солей

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH + 4) и анионы кислотных остатков.

Например, диссоциация средних солей :

Кислые же и основные соли диссоци­ируют ступенчато:

Диссоциация кислых солей

Диссоциация основных солей

У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода.

У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.

Mg(OH)Cl -> Mg(OH) + + Cl –

Mg (OH) + Mg 2+ + OH –

IV. Тренажеры

Тренажёр №2 – Катионы и анионы

Интерактивное задание LearningApps.org по теме: “Химические свойства растворов кислот”

V. Памятки

Памятка – Определение солей

VI. Задания для закрепления

Задание №1. Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ:

Задание №2. Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ: Ca(OH)2, Na2CO3, Na3PO4, HNO3, KOH, Ba(OH)2, H2SO3, Ca(NO3)2, Ca3(PO4)2, H2S, NaOH, HBr

Диссоциация оснований, кислот, солей

Урок 35. Химия 8 класс

В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам

Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобрев в каталоге.

Получите невероятные возможности

Конспект урока “Диссоциация оснований, кислот, солей”

При составлении уравнений электролитической диссоциации следует поступать следующим образом: в левой части уравнения записать формулу электролита, затем поставить знак равенства или обратимости в зависимости от силы электролита. В правой части записать формулы образующихся положительно и отрицательно заряженных ионов, указав значения и знаки их зарядов. Перед формулами ионов поставить коэффициенты, затем проверить сумму положительных и отрицательных ионов, она должна быть равна нулю.

Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Сильные кислоты диссоциируют полностью по одной ступени:

HCl = H + + Cl –

H2SO4 = 2H + + SO4 2-

При диссоциации сильных кислот ставится знак равенства, а при диссоциации слабых кислот вместо знака равенства ставится знак обратимости.

HNO2 H + + NO2

Многоосновные слабые кислоты диссоциируют ступенчато. На каждой стадии отщепляется ион водорода. Например, диссоциация фосфорной кислоты идет в 3 ступени:

Читайте также:
Взаимосвязь различных классов неорганических веществ

1) H3PO4 H + + H2PO4

2) H2PO4 H + + HPO4 2-

3) HPO4 2- H + + PO4 3-

Следует учитывать, что диссоциация, в данном случае, по второй ступени протекает намного слабее, чем по первой, а диссоциация по третьей ступени при обычных условиях почти не происходит.

Как видно, все кислоты при диссоциации образуют катионы водорода, поэтому они имеют кислый вкус и изменяют окраску индикаторов: лакмус и метилоранж становятся красными.

Основания – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и в качестве анионов гидроксид-ионы.

Сильные электролиты – щёлочи – диссоциируют полностью по первой ступени.

NaOH = Na + + OH

Ca(OH)2 = Ca 2+ + 2OH

Многоосновные слабые основания диссоциируют ступенчато и вместо знака равенства ставится знак обратимости. Например, гидроксид меди (II) диссоциирует по двум ступеням:

1) Cu(OH)2 CuOH + + OH

2) CuOH + Cu 2+ + OH

Т.к. при диссоциации оснований образуются гидроксид-ионы, то они будут иметь схожие свойства, такие как мыльность на ощупь, изменение окраски индикаторов: лакмус становится синим, метилоранж – жёлтым, фенолфталеин – малиновым.

Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или аммония) и анионы кислотного остатка.

Соли диссоциируют по одной ступени, в отличие от кислот и оснований.

NaCl = Na + + Cl –

Al2(SO4)3 = 2Al 3+ + 3SO4 2-

Свойства солей определяются как катионами металла, так и анионами кислотного остатка. Например, соли аммония имеют общие свойства, обусловленные наличием иона аммония (NH4 + ), так и различные, обусловленные анионами кислотного остатка. Общие свойства сульфатов – солей серной кислоты – обусловлены наличием сульфат-ионов, а специфические свойства обусловлены различными катионами.

Кислые соли, в отличие от средних, диссоциируют ступенчато: первая ступень сопровождается диссоциацией катиона металла и аниона кислотного остатка, содержащего ион водорода, вторая ступень – это отщепление иона водорода и кислотного остатка.

HCO3 H + + CO3 2-

Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей
учебно-методический материал по химии (9 класс) на тему

Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей

Скачать:

Вложение Размер
elektroliticheskaya_dissotsiatsiya_kislot.doc 71 КБ

Предварительный просмотр:

Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей

Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (H + ).

HNO 3 -> H + + NO 3 –

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато :

Н 3 РО 4 ↔ Н + + Н 2 РО – 4 (первая ступень) – дигидроортофосфат ион

Н 2 РО – 4 ↔ Н + + НРO 2- 4 (вторая ступень) – гидроортофосфат ион

НРО 2- 4 ↔ Н + + PО З- 4 (третья ступень) – ортофосфат ион

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени – по третьей.

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH – ) .

Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов)

Щёлочи – это основания, растворимые в воде.

Это основания щелочных и щелочноземельных металлов :

LiOH, NaОН, КОН, Rb ОН, С s ОН, Fr ОН и Са(ОН) 2 , Sr(ОН) 2 , Ва(ОН) 2 , R а(ОН) 2 , а также N Н 4 ОН

Амфолиты – это электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода (H + ) и гидроксид-ионы ( OH – ).

Примеры уравнений диссоциации щелочей

NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH –

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ba(ОН) 2 -> Bа(ОН) + + OH – (первая ступень)

Ba(OH) + ↔ Ba 2+ +OH – (вторая ступень)

Примеры уравнений диссоциации амфолитов

Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН) 2 можно выразить уравнением:

2ОН – + Zn 2+ + 2Н 2 О ↔ Zn (ОН) 2 + 2Н 2 О ↔ [Zn(ОН) 4 ] 2- + 2Н +

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH + 4 ) и анионы кислотных остатков.

Например, диссоциация средних солей :

(NH 4 ) 2 SO 4 -> 2NH + 4 + SO 2- 4 ;

Na 3 PO 4 -> 3 Na + + PO 3- 4

Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато:

Диссоциация кислых солей

Диссоциация основных солей

У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода.

KHSO 4 -> K + + HSO – 4

HSO – 4 ↔ H + + SO 2- 4

У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.

Mg( OH )Cl -> Mg( OH ) + + Cl –

Mg ( OH ) + ↔ Mg 2+ + OH –

Слабые и сильные электролиты.

Степень электролитической диссоциации

Поскольку электролитическая диссоциация – процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Другими словами, различные электролиты, согласно теории С. Аррениуса, диссоциируют на ионы в различной степени. Полнота распада (сила электролита) характеризуется количественной величиной – степенью диссоциации.

Степень диссоциации ( α – греческая буква альфа ) – это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n),к общему числу растворенных молекул (N):

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации электролита, температуры.

1. Зависимость степени диссоциации от природы: чем полярнее химическая связь в молекуле электролита и растворителя, тем сильнее выражен процесс диссоциации электролита на ионы и тем выше значение степени диссоциации.

2. Зависимость степени диссоциации от концентрации электролита: с уменьшением концентрации электролита,т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается.

3. Зависимость степени диссоциации от температуры: степень диссоциации возрастает при повышении температуры (повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии растворённых частиц, что способствует распаду молекул на ионы).

Сильные и слабые электролиты

В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% — средними, менее 3% — слабыми электролитами.

Классификация электролитов в зависимости от степени электролитической диссоциации

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: