Электролитами называют вещества, диссоциирующие (распадающиеся) в растворе на ионы. Растворы электролитов способны проводить электрический ток. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации.
Степень диссоциации - это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества.
По степени диссоциации все электролиты делятся на сильные и слабые электролиты. К сильным электролитам относятся соединения, степень диссоциации которых равна единице, это растворимые соли, щелочи (NaOH , KOH , LiOH , Ca (OH ) 2 ), некоторые кислоты (HI , H 2 SO 4 , HCl , HBr , HNO 3 ). К слабым электролитам относятся вещества, степень диссоциации которых значительно меньше единицы, это вода, нерастворимые и малорастворимые соли, нерастворимые основания, NH 4 OH , ряд кислот (CH 3 COOH , H 2 SO 3 , HNO 2 , H 2 S , HCN , H 3 PO 4 , H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , HF ).
В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо, поэтому к нему можно применить закон действующих масс. Так в растворе уксусной кислоты процесс диссоциации обратим:
CH 3 COOH CH 3 COO + H
константа равновесия будет равна:
Константу равновесия для процесса диссоциации называют константой диссоциации, константой кислотности, константой основности, константой ионизации кислот и т.д.
Многоосновные кислоты подвергаются диссоциации по ступеням, и каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации:
H 2 CO 3 H + + HCO 3 −
HCO 3 − H + + CO 3 −
Вода также яляется слабым электролитом:
H 2 O H + + OH −
В таблице 1 приведены константы диссоциации ряда кислот, для многоосновных кислот представлены константы диссоциации по ступеням.
Таблица 1.
|
название |
формула |
К д |
рК = -lgK д |
|
Азотистая |
HNO 2 |
6,9∙10 −4 |
3,16 |
|
Борная |
H 3 BO 3 |
7,1∙10 −10 (K 1) |
9,15 |
|
Кремневая |
H 2 SiO 3 |
1,3∙10 −10 |
9,9 |
|
Сернистая |
H 2 SO 3 |
1,4∙10 −2 |
1,85 |
|
Сероводородная |
H 2 S |
1,0∙10 −7 |
6,99 |
|
Угольная |
H 2 CO 3 |
4,5∙10 −7 |
6,35 |
|
Ортофосфорная |
H 3 PO 4 |
7,1∙10 −3 5,0∙10 −13
|
2,15 12,0 |
|
Циановодородная |
HCN |
5,0∙10 −10 |
9,3 |
Составление уравнений реакций ионного обмена.
В растворах электролитов направление реакций определяется следующим правилом: ионные реакции протекают в сторону образования малорастворимых веществ, газов, слабых электролитов и комплексных ионов, реакции являются практически необратимыми. Это правило легко объяснимо, т.к. в результате этих реакций один или несколько ионов выводятся из сферы реакции, что в соответствии с принципом Ла-Шателье, приводит к более полному протеканию химической реакции.
Уравнения реакций в таких случаях рекомендуется записывать в молекулярно-ионной форме (молекулярное уравнение, сокращенное-ионное уравнение), которая позволяет лучше понять сущность процесса. В молекулярно-ионных уравнениях растворимые, сильные электролиты пишутся в виде ионов, а слабые электролиты и малорастворимые вещества в виде молекул.
Взаимодействие сильных электролитов с образованием осадка:
Ba 2+ + 2Cl +2H + + SO 4 2 = BaSO 4 + 2H + + 2Cl (полное ионное уравне ние)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (сокращенное ионное уравнение)
2) Взаимодействие двух сильных электролитов с образованием слабого электролита.
KCN + HCl = KCl + HCN
K + + CN + H + + Cl = K + + Cl + HCN
CN + H + = HCN
3) Взаимодействие слабого электролита с сильным:
H 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2HNO 3
H 2 S + Pb 2+ + 2NO 3 = PbS + 2H + + 2NO 3
H 2 S + Pb 2+ = PbS + 2H +
Взаимодействие осадка с кислотой:
CaCO 3 + 2H + + 2Cl = Ca 2+ + 2Cl + H 2 O + CO 2
CaCO 3 + 2H + = Ca 2+ + H 2 O + CO 2
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Ионные реакции обмена с образованием осадков.
Налейте в три пробирки 5-6 капель фосфата натрия и добавьте в первую пробирку - 5-6 капель нитрата кобальта, во вторую - 5-6 капель сульфата никеля, в третью пробирку - 5-6 капель сульфата меди. Составьте уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
Налейте в две пробирки 5-6 капель бихромата калия, в первую добавьте 5-6 капель хлорида бария, во вторую 5-6 капель нитрата висмута. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
Исходя из ионного уравнения, составьте молекулярное уравнение и проведите опыт:
Pb 2+ + 2I ─ = PbI 2
3Са 2+ + 2PO 4 3– = Ca 3 (PO 4) 2
Исходя из имеющихся реактивов, получите осадки гидроксидов меди, кобальта и никеля. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
Опыт 2. Ионные реакции обмена с образованием слабого электролита.
Положите в пробирку несколько кристаллов ацетата натрия и добавьте разбавленную серную кислоту. Напишите уравнения реакции в молекулярном и ионов
Налейте в пробирку несколько капель хлорида аммония и добавьте гидроксид калия, определите выделяющийся газ по запаху (при отсутствии запаха пробирку можно слегка подогреть). Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.
Опыт 3. Смещение ионного равновесия.
Налейте в две пробирки по 6-8 капель гидроксида аммония, добавьте 2 капли фенолфталеина. Затем в одну из пробирок добавьте 1 шпатель хлорида аммония, отметьте изменение интенсивности окраски. Объясните, как смещается равновесие в растворе при добавлении хлорида аммония.
Налейте в две пробирки по 6-8 капель уксусной кислоты, добавьте 2 капли метилового оранжевого, в одну из пробирок добавьте 1 шпатель ацетата натрия. Сравните интенсивность окраски в пробирках. Отметьте, как смещается равновесие в растворе при добавлении соли.
Опыт 4. Зависимость последовательного выпадения осадков малорастворимых веществ в зависимости от их произведения растворимости.
В одной пробирке получите осадок сульфата свинца, во второй осадок бихромата свинца. Отметьте цвет образовавшихся осадков. В третью пробирку внесите несколько капель бихромата калия и сульфата натрия, перемешайте раствор и добавьте 2 капли нитрата свинца. Определите, какое вещество выпадает в осадок в первую очередь. Исходя из произведения растворимости этих солей, объясните последовательность их выпадения.
Электролиты и неэлектролиты
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.
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.
Свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных. Например, негидратированный ион меди Cu 2+ - белый в безводных кристаллах сульфата меди (II) и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т. е. связан с молекулами воды Cu 2+ nH 2 O. 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»).
Это отношение числа частиц, распавшихся на ионы (N g), к общему числу растворенных частиц (N p).
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 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: H 2 SO 4 , HCl, HNO 3 ;
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 - H 2 S, H 2 CO 3 , HNO 2 ;
2) водный раствор аммиака NH 3 H 2 O;
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 Na 0 энергично взаимодействуют с водой, образуя при этом щелочь (NaOH) и водород Н 2 , в то время как ионы натрия Na + таких продуктов не образуют. Хлор Cl 2 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 - NH 4 + , SO 2 — .
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 + , NH 4 + , Cu 2+) равна сумме зарядов анионов (Cl — , OH — , SO 4 2-), вследствие чего растворы электролитов (HCl, (NH 4) 2 SO 4 , NaOH, CuSO 4) 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.
Зависит от природы электролита и его концентрации. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.
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 CH 3 COOH, 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 H 3 O +). 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 CO 2 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 - H 2 O. 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.
Справочный материал для прохождения тестирования:
Таблица Менделеева
Таблица растворимости
Цель работы. Приобрести навыки составления молекулярных и ион- ных уравнений реакций, протекающих в растворах электролитов. Нау- читься определять направление протекания ионных реакций.
При растворении некоторых веществ в воде (или других поляр- ных растворителях) под воздействием молекул растворителя проис- ходит распад молекул данного вещества на ионы. В результате этого процесса раствор содержит не только молекулы растворителя и рас- творенного вещества, но и образовавшиеся ионы. Растворы веществ, которые при растворении в воде или других полярных растворителях распадаются на ионы, называются электролитами.
Процесс распада молекул растворенного вещества (электроли- та) на ионы под действием полярных молекул растворителя называ- ется электролитической диссоциацией.
Растворы электролитов обладают ионной электропроводностью (в переносе электрических зарядов участвуют ионы) и являются про- водниками второго рода.
Количественной характеристикой процесса распада растворенно- го вещества на ионы является степень электролитической диссоциа- ции – α. Степенью диссоциации называется отношение числа молекул растворенного вещества, распавшихся на ионы в растворе (n), к об- щему числу растворенных молекул (N):
Степень электролитической диссоциации определяется опытным пу- тем и выражается либо в долях единицы, либо в процентах. Степень дис- социации электролита зависит от природы электролита, концентрации и температуры.
По степени диссоциации электролита в растворе с молярной кон-
центрацией эквивалента, равной 0,1 моль/л (0,1 н.), растворы условно
делят на три группы: сильные, слабые и средние электролиты. Если в
0,1 н. растворе электролита α > 0,3 (30 \%) электролит считается сильным, α ≤ 0,03 (3 \%) – слабым электролитом. Электролиты с промежуточными значениями степени диссоциации считают средними.
К сильным электролитам, если растворителем является вода, отно-
– кислоты: НNO3, H2SO4, НCNS, НCl, НClO3, HClO4, HBr, HВrО3, HВrО4, НI, НIO3 HMnO4, H2SeO4, HReO4, HTcO4; а также кислоты Н2СrO4, H4P2O7, H2S2O6 которые являются сильными по первой ступени дис- социации, т. е. при отрыве первого иона Н+;
– основания: гидроксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и щелочнозе- мельных металлов (Ca, Sr, Ba, Ra): LiOH, NаОН, KОH, RbОН, CsОН, FrОН, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2; Ra(OH)2; а также TlOH;
– большинство солей. Исключение: Fe(SCN)3, Mg(CN)2, HgCl2, Hg(CN)2.
К слабым электролитам относятся:
– кислоты: H2CO3, НClO, H2S, H3BO3, HCN, H2SO3, H2SiO3, CH3COOH, HCOOH, H2C2O4 и т. д. (Приложение, табл. 2);
– основания (р- и d-элементов): Be(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2; гид- роксид аммония NH4OH, а также органические основания – амины (CH3NH2) и амфолиты (H3N+CH2COOˉ).
Вода является очень слабым электролитом (H2O) α = 2·10-9, т. е.
молекулы воды также могут распадаться на ионы за счет взаимодействия молекул между собой.
Сильные электролиты – вещества, которые при растворении в воде полностью распадаются на ионы, т. е. диссоциируют практически нацело. После разрыва связи между ионами в молекуле электролита под действи- ем молекул воды, образовавшиеся ионы окружают себя молекулами воды и поэтому в растворе находятся в гидратированном состоянии. С учетом гидратации ионов уравнение электролитической диссоциации можно бы- ло бы записать таким образом:
|
|
Уравнение диссоциации сильного электролита записывают упрощенно,
например:
NaCl → Na+ + Clˉ;
HNO3 → H+ + NO3ˉ;
Ва(ОН)2 → Ва2+ + 2ОНˉ
К слабым электролитам относятся вещества, которые при растворе- нии в воде частично диссоциируют на ионы. Между ионами, концентра- ция которых в растворе невелика, и реально существующими недиссоции- рованными молекулами устанавливается равновесие:
CH3COOH ⇄ CH3COOˉ + H+; H2О ⇄ H+ + ОНˉ.
Такая запись означает, что в растворе одновременно происходят два
процесса: распад молекул на ионы и образование молекул из ионов. Рав- новесие в растворах слабых электролитов смещено в сторону исходных продуктов, поэтому слабые электролиты в растворе существуют преиму- щественно в виде молекул.
Химические свойства растворов электролитов зависят от свойств ио- нов и молекул, находящихся в растворе. Направление протекания реакций между ионами и молекулами в растворах электролитов определяется воз- можностью образования малорастворимых веществ или слабых электро- литов. Если в результате реакции не происходит образования малорас- творимого вещества или слабого электролита, то такая реакция протекать не может. Например, при сливании растворов нитрата натрия и хлорида калия реакция не протекает, так как по обменной реакции из ионов нахо- дящихся в растворе не может образоваться какое либо малорастворимое вещество или слабый электролит. Эти соли относятся к сильным электро- литам и хорошо растворяются в воде, поэтому в растворе будет находить-
ся смесь ионов:
Na+ + NO3ˉ + K+ + Clˉ,
из которых состояли исходные вещества. Следовательно, в этом случае нельзя написать молекулярное уравнение обменной реакции
NaNO3 + KCl ≠ KNO3 + NaCl.
Реакцию, протекающую в растворе, можно представить в виде:
Молекулярного уравнения реакции;
Ионно-молекулярного уравнения (полного или сокращенного).
Уравнение реакции, содержащее только формулы недиссоциирован- ных веществ, называется молекулярным уравнением. Молекулярная форма уравнения показывает, какие вещества и в каком количестве участвуют в реакции. Оно позволяет производить необходимые расчеты, связанные с данной реакцией. Уравнение, содержащее формулы недиссоциированных слабых электролитов и ионы сильных электролитов, называется полным ионным или ионно-молекулярным уравнением реакции.
Сократив одинаковые продукты в левой и правой части ионно- молекулярного уравнения реакции, получаем сокращенное или краткое ионное уравнение реакции. Ионное уравнение, не содержащее одинако- вых веществ (ионов или молекул) в левой и правой части реакции, назы- вается сокращенным или кратким ионным уравнением реакции. Это урав- нение и отражает сущность происходящей реакции.
При записи ионных уравнений реакций необходимо помнить:
1) сильные электролиты следует записывать в виде отдельных со-
ставляющих их ионов;
2) слабые электролиты и малорастворимые вещества следует запи-
сывать в виде молекул.
В качестве примера рассмотрим взаимодействие соды с кислотой. В молекулярном уравнении реакции исходные вещества и продукты реак- ции записывают в виде молекул:
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O.
Принимая во внимание, что в водном растворе молекулы электроли-
тов распадаются на ионы, полное ионное уравнение этой реакции имеет вид
CO 2–В ионном уравнении слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества записывают в виде молекул. Знак ↓, стоящий при формуле веще- ства, обозначает, что это вещество выведено из сферы реакции в виде
осадка, а знак обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа.
Вещества, молекулы которых полностью диссоциируют на ионы (сильные электролиты), записывают в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.
При написании ионных уравнений следует руководствоваться табли- цей растворимости кислот, оснований и солей в воде, т. е. обязательно проверять растворимость реагентов и продуктов, отмечая это в уравнени- ях, а также таблицей констант диссоциации слабых электролитов (Прило- жение, табл. 1 и 2). Рассмотрим примеры записи некоторых ионно- молекулярных уравнений.
Пример 1. Образование трудно- и малорастворимых соединений (осадка).
а) Образование сульфата бария
Молекулярное уравнение реакции:
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl.
Полное ионное (ионно-молекулярное) уравнение реакции:
Ba2+ + 2Clˉ + 2Na+ + SO4 ˉ = BaSO4↓ + 2Na
CO 2–CO2 + H2O (сокращенное ионное уравнение).
Пример 3. Образование слабого электролита.
2Na+ + 2OH– +2H+ + SO 2–(полное ионное уравнение)
2OH– + 2H+ = 2H2O (сокращенное ионное уравнение).
Реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием сводится к взаимодействию ионов водорода с гидроксид-ионами;
б) слабой кислоты:
2NaNO2 + H2SO4 = 2HNO2 + Na2SO4 (молекулярное уравнение)
NH +(полное ионное уравнение)
NH4OH (сокращенное ионное уравнение).
Сильные основания вытесняют слабые основания из их солей.
Пример 4. Когда среди исходных соединений и продуктов реакции есть слабый электролит или малорастворимое вещество, то в уравнении применяет-
ся знак равновесия «⇄». Равновесие в реакции смещается в сторону более слабого электролита или малорастворимого вещества, что обозначается
значком (↷)..
а) CH3COOH + NaОН ⇄ CH3COONa + H2O
CH3COOН + ОНˉ ⇄ CH3COOˉ + H2O (↷).
В результате реакции образуется более слабый электролит – вода. Равнове-
сие смещается в сторону прямой реакции.
б) CaSO4↓ + Na2CO3 ⇄ CaCO3↓ + Na2SO4;
|
|
⇄ CaCO3↓ + 2 Na+
В результате реакции образуется менее растворимая соль – карбонат каль-
ция. Равновесие смещается в сторону прямой реакции.
Пример 5. Составьте три возможных молекулярных уравнения реакции,
соответствующих сокращенному ионному уравнению: CH3COO– + H+ = CH3COOH.
Решение. В левой части ионного уравнения указаны свободные ионы СН3СОО– и Н+. Эти ионы образуются при диссоциации каких-либо раствори- мых сильных электролитов. Ионы СН3СОО– могут образовываться при диссо- циации, например солей КСН3СОО, NaCH3COO, Mg (CH3COO)2; донорами ио-
нов Н+ могут быть любые сильные кислоты. Молекулярные уравнения реакций,
которым отвечает данное молекулярно-ионное уравнение, могут быть:
1. KCH3COO + HCl = CH3COOH + KCl;
2. NaCH3COO + HNO3 = CH3COOH + NaNO3;
3. Mg(CH3COO)2 + H2SO4 = 2 CH3COOH + MgSO4.
Техника безопасности
1. Соблюдайте особую осторожность при работе с растворами кислот и щелочей, не допускайте их попадания на кожу и одежду.
2. Если в процессе эксперимента выделяется токсичный газообразный продукт, то обязательно проводите опыт в вытяжном шкафу при работаю- щей вентиляции.
3. Соблюдайте осторожность при работе с токсичными солями и их растворами (соли бария, хрома, меди и др.).
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).
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.