Под влиянием чего происходит электролитическая диссоциация. Теория электрической диссоциации. Ионные уравнения реакций
Растворение любого вещества в воде сопровождается образованием гидратов. Если при этом в растворе не происходит формульных изменений у частиц растворенного вещества, то такие вещества относят к неэлектролитам
. Ими являются, например, газ азот
N 2 , жидкость хлороформ
CHCl 3 , твердое вещество сахароза
C 12 H 22 O 11 , которые в водном растворе существуют в виде гидратов этих молекул.
известно много веществ (в общем виде МА), которые после растворения в воде и образования гидратов молекул МА nH 2 O претерпевают существенные формульные изменения. В результате в растворе появляются гидратированные ионы – катионы М + * nH 2 O и анионы А * nH 2 O:
МА * nH 2 O → М + * nH 2 O + А — * nH 2 O
Такие вещества относятся к электролитам.
Процесс появления гидратированных ионов в водном растворе
называется электролитической диссоциацией
(С. Аррениус 1887).
Электролитическая диссоциация ионных кристаллических веществ (М +)(А —) в воде является необратимой
реакцией:
(М +)(А —) (т) →(М +)(А —) (р) =(М +) (р) + (А —) (р)
Такие вещества относятся к сильным электролитам
, ими являются многие основания и соли, например:
NaOH = Na + + OH — K 2 SO 4 = 2K + + SO 4 —
Ba(OH) 2 = Ba 2+ + 2OH — Na 2 = 2Na + + S 2-
Электролитическая диссоциация вещества МА, состоящих из полярных
ковалентных молекул, является обратимой
реакцией:
(М-А) (г,ж,т) → (М-А) (р) ↔ М + (р) А — (р)
такие вещества относят к слабым электролитам, ими являются многие кислоты и некоторые основания, например:
а) HNO 2 ↔ H + + NO 2-
б) CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO —
в) H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — (первая ступень)
HCO 3 — ↔ H + + CO 3 2- (вторая ступень)
г) NH 3 * H 2 O ↔ NH 4 + OH —
В разбавленных водных растворах слабых электролитов мы всегда обнаружим как исходные молекулы, так и продукты их диссоциации – гидратированные ионы.
Качественная характеристика диссоциации электролитов называется степенью диссоциации и обозначается ɑ 1 , всегда ɑ › 0.
Для сильных электролитов ɑ = 1 по определению (диссоциация таких электролитов полная).
Для слабых
электролитов степень диссоциации – отношение малярной концентрации продиссоциировавшего вещества (с д) к общей концентрации вещества в растворе (с):
Степень диссоциации – это доля единицы от 100%. Для слабых электролитов ɑ ˂ С 1 (100%). Для слабых
кислот H n A степень диссоциации по каждой следующей ступени резко уменьшается по сравнению с предыдущей:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 — = 23,5%
H 2 PO 4 — ↔ H + + HPO 4 2- = 3*10 -4 %
HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3- = 2*10 -9 %
Степень диссоциации зависит от природы и концентрации электролита, а также от температуры раствора; она растет при уменьшении
концентрации вещества в растворе (т.е. при разбавлении раствора) при нагревании
.
В разбавленных
растворах сильных кислот
H n A их гидротионы H n -1 A не существуют, например:
H 2 SO 4 = H + + (1 → 1)
= H + + SO 4 -2 (1 → 1)
В итоге: H 2 SO 4(разб.) = 2H + + SO 4 -2
в концентрированных
растворах содержание гидроанионов (и даже исходных молекул) становятся заметными:
H 2 SO 4 — (конц.) ↔ H + + HSO 4 — (1 ˂ 1)
HSO 4 — ↔ H + + SO 4 2- (2 ˂ 1 ˂ 1)
(суммировать уравнения стадий обратимой диссоциации нельзя!). При нагревании значения 1 и 2 возрастают, что способствует протеканию реакций с участием концентрированных кислот.
Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор катионы водорода и никаких других положительных анионов не образуют:
* буквой обозначают степень протекания любых обратимых реакций, в том числе и степень гидролиза.
H 2 SO 4 = 2H + = SO 4 2- , HF ↔ H + + F —
Распространенные сильные кислоты
:
Кислородсодержащие кислоты
Бескислородные кислоты
HCl, HBr, HI, HNCS
В разбавленном водном растворе (условно до 10%-ного или 0,1-молярного) эти кислоты диссоциируют полностью. Для сильных кислот H n A в список вошли их гидротионы
(анионы кислых солей), также диссоциирующие полностью в этих условиях.
Распространенные слабые кислоты
:
Кислородсодержащие кислоты
Бескислородные кислоты
Основание – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид-ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют:
KOH = K + + OH — , Ca(OH) 2 = Ca 2+ + 2OH —
Диссоциация малорастворимых
оснований Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Mn(OH) 2 , Fe(OH) 2 и других практического значения не имеет.
К сильным
основаниям (щелочам
) относятся NaOH, KOH, Ba(OH) 2 некоторые другие. Самым известным слабым основанием является гидрат аммиака NH 3 H 2 O.
Средние соли – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор любые катионы, кроме
H
+
, и любые анионы, кроме
OH
:
Cu(NO 3) 2 = Cu 2+ + 2NO 3 —
Al 2 (SO 4) 3 =2Al 3+ + 3SO 4 2-
Na(CH 3 COO) = Na + + CH 3 COO —
BaCl 2 = Ba 2+ + 2Cl
K 2 S = 2K + + S 2-
Mg(CN) 2 = Mg 2+ + 2CN —
речь идет не только о хорошо растворимых солях. Диссоциация малорастворимых
и практически нерастворимых
солей значения не имеет.
Аналогично диссоциируют двойные соли:
KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 = Fe 2+ + 2NH 4 + 2SO 4 2-
Кислые соли
(большинство из них растворимы в воде) диссоциируют полностью по типу средних солей:
KHSO 4 = K + + HSO 4 —
KHCr 2 O 7 = K + + HCr 2 O 7 —
KH 2 PO 4 = K + + H 2 PO 4 —
NaHCO 3 = Na + + HCO 3 —
Образующиеся гидроанионы подвергаются, в свою очередь, воздействию воды:
а) если гидроанион принадлежит сильной кислоте, то он и сам диссоциирует также полностью:
HSO 4 — = H + + HSO 4 2- , HCr 2 O 7 — = H + + Cr 2 O 7 2-
и полное уравнение реакции диссоциации запишется в виде:
KHSO 4 = K + + H + + SO 4 2-
KHCr 2 O 7 = K + + H + Cr 2 O 7 2-
(растворы этих солей обязательно будут кислыми, как и растворы соответствующих кислот);
б) если гидротион принадлежит слабой кислоте, то его поведение в воде двойственно – либо неполная диссоциация по типу слабой кислоты:
H 2 PO 4 — ↔ H + + HPO 4 2- (1)
HCO 3 — ↔ H + CO 3 2- (1)
Либо взаимодействие с водой (называемым обратимым гидролизом):
H 2 PO 4 — + H 2 O ↔ H 3 PO 4 + OH — (2)
HCO 3 — + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH — (2)
При 1 2 преобладает диссоциация (и раствор будет кислым), а при 1 2 – гидролиз (и раствор соли будет щелочным). Так, кислыми будут растворы солей с анионами HSO 3 — , H 2 PO 4 — , H 2 AsO 4 — и HSeO 3 , растворы солей с другими анионами (их большинство) будут щелочными. Другими словами, название «кислые» для солей с большинством гидроанионов не предполагает, что эти анионы будут вести себя в растворе как кислоты (гидролиз гидроанионов и расчет отношения между 1 и 2 изучаются только в высшей школе)
Основные соли MgCl(OH), CuCO 3 (OH) 2 и другие в своембольшинстве практически нерастворимы в воде, и обсуждать их поведение в водном растворе невозможно.
Как известно из курса физики, электрическим током называют упорядоченное движение заряженных частиц. В случае металлов, электропроводность обеспечивается подвижными электронами в кристалле, слабо связанными c ядрами атомов, что позволяет им направленно двигаться под действием разности потенциалов.
Кроме металлов, существуют также вещества растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Такие вещества называют электролитами.
Электролиты — вещества, расплавы или водные растворы которых проводят электрический ток.
Но за счет чего обеспечивается электрическая проводимость расплавов и растворов электролитов?
Рассмотрим такое соединение как хлорида натрия. Это вещество характеризуется ионным строением. В узлах его структурной решетки находятся попеременно в шахматном порядке катионы натрия и анионы хлора:
Как можно видеть, заряженные частицы, которые могли бы быть обеспечивать электрическую проводимость присутствуют, но статичны, т.е. неподвижны в узлах решетки. Поэтому, чтобы электрический ток смог протекать через хлорид натрия, нужно еще и обеспечить «подвижность» ионов, из которых он состоит.
Как известно, для одного и того же вещества наиболее подвижны составляющие его частицы в том случае, когда он находится в жидком, а не в твердом агрегатном состоянии. Поэтому для того, чтобы хлорид натрия смог проводить электрический ток, его необходимо расплавить, т.е. превратить в жидкость. В результате сообщения энергии кристаллу хлорида натрия в виде большого количества теплоты частично разрушаются ионные связи Na + Cl − , т.е. происходит диссоциация на свободные подвижные ионы:
Na + Cl − ↔ Na + + Cl −
Однако, добиться диссоциации хлорида натрия можно не только его плавлением, но также и его растворением в воде. Но каким образом, это становится возможным? Ведь для того чтобы произошло разрушение кристаллической решетки требуется сообщить ей энергию, что и происходило при расплавлении. Откуда же берется энергия на разрушение решетки в случае растворения?
При помещении кристалла NaCl в воду его поверхность подвергается «облепливанию» молекулами воды или гидратации , в результате которой, ионам в структурной решетке сообщается энергия, достаточная для выделения из структурной решетки и «отправления в свободное плавание» в «оболочке» из молекул воды:
или более упрощенно:
NaCl ↔ Na + + Cl − (участвующие в гидратации кристалла NaCl и ионов молекулы воды не записываются)
Если энергия, выделяющаяся при гидратации кристалла, меньше энергии кристаллической решетки, то его растворение и диссоциация становятся невозможными. Например, поверхность кристалла сульфата бария, помещенного в водную среду, также покрывается молекулами воды, но выделяющаяся в результате этого энергия недостаточна отрыва ионов Ba 2+ и SO 4 2- из кристаллической решетки и, как следствие, становится невозможно его растворение (на самом деле возможно, но в крайне малой степени, т.к. абсолютно нерастворимых веществ не бывает).
Аналогичным образом диссоциация осуществляется также гидроксидами металлов. Например:
NaOH = Na + + OH −
Помимо веществ ионного строения, электролитически диссоциировать способны также и некоторые вещества молекулярного строения с ковалентным полярным типом связи, а именно кислоты. Как и в случае ионных соединений, причина образования ионов из электронейтральных молекул кроется в их гидратации. Существование гидратированных ионов энергетически более выгодно, чем существование гидратированных молекул. Например, диссоциация молекулы соляной кислоты выглядит примерно следующим образом:
Гидратация катионов водорода настолько сильна, что можно говорить не просто о катионе водорода, окружённом молекулами воды (как это было с катионами натрия), а о полноценной частице – ионе гидроксония H 3 O + , содержащей три полноценные ковалентные связи H-О, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, уравнение диссоциации соляной кислоты правильнее записывать так:
H 2 O + HCl = H 3 O + + Cl −
Тем не менее, даже в этом случае, чаще всего, уравнение диссоциации соляной кислоты, впрочем, как и любой другой, записывают, игнорируя явное участие в диссоциации кислот молекул воды.
HCl = H + + Cl −
Диссоциация многоосновных кислот протекает ступенчато, например:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 −
H 2 PO 4 − ↔ HPO 4 2- + H +
HPO 4 2- ↔ PO 4 3- + H +
Таким образом, как мы уже выяснили, к электролитам относят: соли, кислоты и основания.
Для описания способности электролитов к электролитической диссоциации используют величину, которая называется степенью диссоциации (α) .
Степень диссоциации – отношение числа продиссоциировавших частиц, к общему числу растворенных частиц.
По степени диссоциации электролиты делят на сильные (α> 30%), средней силы (30%> α> 3%) и слабые (α <3%):
Вещества, которые не являются ни кислотами, ни солями, ни гидроксидами, считаются неэлектролитами . К неэлектролитам, например, относятся простые вещества, оксиды, органические вещества (спирты, углеводороды, углеводы, хлорпроизводные углеводородов и т.д.).
Сильные электролиты диссоциируют практически необратимо и в их водных растворах содержание исходных молекул крайне мало:
KOH → K + + OH −
Na 2 SO 4 → 2Na + + SO 4 2- .
Распад молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя называется электролитической диссоциацией . Вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами.
К ним относятся вода, кислоты, основания и соли. При растворении в воде молекулы электролитов диссоциируют на положительные ионы – катионы и отрицательные – анионы . Процесс электролитической диссоциации обусловлен взаимодействием веществ с водой или другим растворителем, что приводит к образованию гидратированных ионов.
Так, ион водорода образует ион гидроксония:
Н+ + Н2О « Н3О+.
Для упрощения ион гидроксония записывают без указания молекул воды, то есть Н+.
NaCl + nH2O ® Na+(H2O)x + Cl–(H2O)n-x,
или принята запись: NaCl « Na+ + Cl–.
Диссоциация кислот, оснований, солей
Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода. Например,
HNO3 « H+ + NO3–
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Например сероводородная кислота диссоциирует ступенчато:
H2S « H+ + HS– (первая ступень)
HS– « H+ + S2– (вторая ступень)
Диссоциация многоосновных кислот протекает, главным образом, по первой ступени. Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона от нейтральной молекулы, минимальна и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.
Основаниями называются электролиты, диссоциирующие в растворе, которые в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы. Например,
NaOH ® Na+ + OH–
Многокислотные основания диссоциируют ступенчато
Mg(OH)2 « MgOH+ + OH– (первая ступень)
MgOH+ « Mg2+ + OH– (вторая ступень)
Ступенчатая диссоциация кислот и оснований объясняет образование кислых и основных солей.
Существуют электролиты, которые диссоциируют одновременно как основные и как кислотные. Они называются амфотерными.
H+ + RO– « ROH « R+ + OH–
Амфотерность объясняется малым различием прочности связей R–H и О–Н.
К амфотерным электролитам относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома (III), олова (II, IV), свинца (II, IV) и др.
Диссоциацию амфотерного гидроксида, например Sn(OH)2, можно выразить уравнением:
2H+ + SnO22– « Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–
2H2O ¯ основные свойства
2H+ + 2–
кислотные свойства
Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов, или комплексные катионы, и анионы кислотных остатков, или комплексные анионы.
Средние соли, растворимые в воде, диссоциируют практически полностью
Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–
(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–
Кислые соли диссоциируют ступенчато, например:
NaHCO3 « Na+ + HCO3– (первая ступень)
Анионы кислых солей в дальнейшем диссоциируют незначительно:
HCO3– « H+ + CO32– (вторая ступень)
Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением
CuOHCl « CuOH+ + Cl– (первая ступень)
CuOH+ « Cu+2 + OH– (вторая ступень)
Катионы основных солей по второй ступени диссоциируют в незначительной степени.
Двойные соли – это электролиты, которые при диссоциации образуют два типа катионов металла. Например
KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.
Комплексные соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются два типа ионов: простой и комплексный. Например:
Na2 « 2Na+ + 2–
Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации a , равная отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N)
Степень диссоциации выражается в долях единицы или процентах.
По степени диссоциации все электролиты делятся на сильные (a>30%), слабые (a<3%) и средней силы (a - 3-30%).
Сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы. К ним относятся:
|
HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4, H2SeO4 |
|
|
Основания |
NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2 |
|
растворимые в воде (приложение, табл.2) |
1. ЭЛЕКТРОЛИТЫ
1.1. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сила электролитов
Согласно теории электролитической диссоциации, соли, кислоты, гидроксиды, растворяясь в воде, полностью или частично распадаются на самостоятельные частицы – ионы.
Процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя называют электролитической диссоциацией . Вещества, диссоциирующие на ионы в растворах, называют электролитами. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами ; к ним относятся, например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами ; к ним принадлежат ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы.
Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита (α) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы (n ), к общему числу его молекул в растворе (N ), или
α = .
Степень электролитической диссоциации принято выражать либо в долях единицы, либо в процентах.
Электролиты со степенью диссоциации больше 0,3 (30%) обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 0,03 (3%) до 0,3 (30%)-средними, менее 0,03 (3%)-слабыми электролитами. Так, для 0,1 M раствора CH 3 COOH α = 0,013 (или 1,3 %). Следовательно, уксусная кислота является слабым электролитом. Степень диссоциации показывает, какая часть растворенных молекул вещества распалась на ионы. Степень электролитической диссоциации электролита в водных растворах зависит от природы электролита, его концентрации и температуры.
По своей природе электролиты можно условно разделить на две большие группы: сильные и слабые . Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (α = 1).
К сильным электролитам относятся:
1) кислоты (H 2 SO 4 , HCl , HNO 3 , HBr , HI , HClO 4 , H М nO 4 );
2) основания – гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы (щелочи) – LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , а также гидроксиды щелочноземельных металлов – Ba (OH ) 2 , Ca (OH ) 2 , Sr (OH ) 2 ;.
3) соли, растворимые в воде (см. таблицу растворимости).
Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном в недиссоциированном состоянии (в молекулярной форме). Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.
К слабым электролитам относятся:
1) неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S , HNO 2 , H 2 SO 3 , HCN , H 3 PO 4 , H 2 SiO 3 , HCNS , HСlO и др.);
2) вода (H 2 O );
3) гидроксид аммония (NH 4 OH );
4) большинство органических кислот
(например, уксусная CH 3 COOH, муравьиная HCOOH);
5) нерастворимые и малорастворимые соли и гидроксиды некоторых металлов (см. таблицу растворимости).
Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. Например, диссоциация соляной кислоты (НС l ) записывается следующим образом:
HCl → H + + Cl – .
Основания диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксид-ионов. Например, диссоциация КОН
КОН → К + + ОН – .
Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато. Например,
H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,
HCO 3 – H + + CO 3 2– .
Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой
.
Для диссоциации по второй ступени:
.
В случае угольной кислоты константы диссоциации имеют следующие значения: K I = 4,3 × 10 –7 , K II = 5,6 × 10 –11 . Для ступенчатой диссоциации всегда K I >K II >K III > ... , т.к. энергия, которую необходимо затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы.
Средние (нормальные) соли, растворимые в воде, диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка
Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –
Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2– .
Кислые соли (гидросоли) – электролиты, содержащие в анионе водород, способный отщепляться в виде иона водорода Н + . Кислые соли рассматривают как продукт, получающийся из многоосновных кислот, в которых не все атомы водорода замещены на металл. Диссоциация кислых солей происходит по ступеням, например:
KHCO 3 → K + + HCO 3 – (первая ступень)
Данный урок посвящен изучению темы «Электролитическая диссоциация». В процессе изучения этой темы Вы поймете суть некоторых удивительных фактов: почему растворы кислот, солей и щелочей проводят электрический ток; почему температура кипения раствора электролита выше по сравнению с раствором неэлектролита.
Тема: Химическая связь.
Урок: Электролитическая диссоциация
Тема нашего урока - «Электролитическая диссоциация ». Мы попробуем объяснить некоторые удивительные факты:
Почему растворы кислот, солей и щелочей проводят электрический ток.
Почему температура кипения раствора электролита всегда будет выше, чем температура кипения раствора не электролита той же концентрации.
Сванте Аррениус
В 1887 году шведский физико - химик Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы - ионы, которые могут передвигаться к электродам - отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду.
Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название электролитической диссоциации (дословный перевод - расщепление, разложение под действием электричества). Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются только переносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит через раствор ток или нет. При активном участии Сванте Аррениуса была сформулирована теория электролитической диссоциации, которою часто называют в честь этого ученого. Основная идея данной теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. И именно эти ионы являются носителями заряда и отвечают за электропроводность раствора.
Электрический ток - это направленное движение свободных заряженных частиц . Вы уже знаете, что растворы и расплавы солей и щелочей электропроводны, так как состоят не из нейтральных молекул, а из заряженных частиц - ионов. При расплавлении или растворении ионы становятся свободными переносчиками электрического заряда.
Процесс распада вещества на свободные ионы при его растворении или расплавлении называют электролитической диссоциацией.
Рис. 1. Схема распада на ионы хлорида натрия
Сущность электролитической диссоциации заключается в том, что ионы становятся свободными под влиянием молекулы воды. Рис.1. Процесс распада электролита на ионы отображают с помощью химического уравнения. Запишем уравнение диссоциации хлорида натрия и бромида кальция. При диссоциации одного моля хлорида натрия образуются один моль катионов натрия и один моль хлорид - анионов. NaCl ⇄ Na + + Cl -
При диссоциации одного моля бромида кальция образуется один моль катионов кальция и два моля бромид - анионов.
Ca Br 2 ⇄ Ca 2+ + 2 Br -
Обратите внимание: так как в левой части уравнения записана формула электронейтральной частицы, то суммарный заряд ионов должен быть равен нулю .
Вывод : при диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотного остатка.
Рассмотрим процесс электролитической диссоциации щелочей. Запишем уравнение диссоциации в растворе гидроксида калия и гидроксида бария.
При диссоциации одного моля гидроксида калия образуются один моль катионов калия и один моль гидроксид-анионов. KOH ⇄ K + + OH -
При диссоциации одного моля гидроксида бария образуются один моль катионов бария и два моля гидроксид - анионов. Ba (OH ) 2 ⇄ Ba 2+ + 2 OH -
Вывод: при электролитической диссоциации щелочей образуются катионы металла и гидроксид - анионы.
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.
Рис. 2. Строение молекул хлороводорода и воды
Рассмотри процесс электролитической диссоциации кислот. Молекулы кислот образованы ковалентной полярной связью, а значит, 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. Рис.2.
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 Н 3 О + .
В уравнении реакции электролитической диссоциации не всегда учитывают образование катиона гидроксония - обычно говорят, что образуется катион водорода.
Тогда уравнение диссоциации хлороводорода выглядит так:
HCl ⇄ H + + Cl -
При диссоциации одного моля хлороводорода образуются один моль катиона водорода и один моль хлорид - анионов.
Ступенчатая диссоциация серной кислоты
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. HSO 4 - ⇄ H + + SO 4 2-
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 Н 2 СО 3 .
Теперь мы можем объяснить, почему температура кипения раствора электролита будет выше, чем температура кипения раствора неэлектролита.
При растворении молекулы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами растворителя, например - воды. Чем больше частиц растворенного вещества находится в одном объеме воды, тем будет выше его температура кипения. Теперь представим, что в одинаковых объемах воды растворили равные количества вещества-электролита и вещества - неэлектролита. Электролит в воде распадется на ионы, а значит - число его частиц будет больше, чем в случае растворения неэлектролита. Таким образом, наличие свободных частиц в электролите объясняет, почему температура кипения раствора электролита будет выше, чем температура кипения раствора неэлектролита.
Подведение итога урока
На этом уроке вы узнали, что растворы кислот, солей и щелочей электропроводны, так как при их растворении образуются заряженные частицы - ионы. Такой процесс называется электролитической диссоциацией. При диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотных остатков. При диссоциации щелочей образуются катионы металла и гидроксид-анионы. При диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.
1. Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 9 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2009 г.119с.:ил.
2. Попель П.П.Химия:8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений/П.П. Попель, Л.С.Кривля. -К.: ИЦ «Академия»,2008.-240 с.: ил.
3. Габриелян О.С. Химия. 9 класс. Учебник. Издательство: Дрофа.:2001. 224с.
1. №№ 1,2 6 (с.13) Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 9 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2009 г.119с.:ил.
2. Что такое электролитическая диссоциация? Вещества, каких классов относятся к электролитам?
3. Вещества, с каким типом связи являются электролитами?