Визначення електричної дисоціації. Електролітична дисоціація: рівняння, міра, константа, реакції. Класифікація речовин при дисоціації

Електролітична дисоціація кислот

При розчиненні у воді кислоти, солі та основи дисоціюють на позитивно та негативно заряджені іони (катіони та аніони). Визначимо характерні загальні ознаки дисоціації електролітів кожного класу сполук.

Кислоти, як ви пам'ятаєте, складаються з Гідрогену та кислотного залишку, з'єднаних ковалентним полярним зв'язком. У попередньому параграфі на прикладі розчинення гідроген хлориду ми розглянули, як під дією молекул води полярний зв'язок перетворюється на іонну, і кислота розпадається на катіони Гідрогену та хлорид-іони.

Таким чином, з точки зору теорії електролітичної дисоціації Арреніуса,

Кислоти - це електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони Гідрогену та аніони кислотного залишку.

Подібно до хлоридної кислоти протікає дисоціація та інших кислот, наприклад нітратної:

При дисоціації молекули сульфатної кислоти число катіонів Гідрогену вдвічі перевищує число аніонів кислотного залишку - сульфат-іонів. Заряд аніону дорівнює -2 (у формулах іонів записують «2-»):

Назви аніонів, що утворюються при дисоціації кислот, збігаються із назвами кислотних залишків. Вони наведені у таблиці розчинності на форзаці.

Легко помітити, що з дисоціації різних кислот утворюються різні аніони, але катіони лише одного типу — катіони Гідрогену H+. Отже, саме катіони Гідрогену визначають характерні властивості кислот — кислий смак, зміну фарбування індикаторів, реакції з активними металами, основними оксидами, основами та солями.

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, відщеплюючи іони Гідрогену послідовно, один за одним. Наприклад, у розчині сульфатної кислоти протікають такі процеси:

Як видно з наведених рівнянь дисоціації багатоосновної кислоти, аніони, що утворюються при ступінчастій дисоціації на першій стадії, містять іони Гідрогену. Це відображено в назві аніонів: HSO - гідрогенсульфат-іон.

Електролітична дисоціація ортофосфатної кислоти проходить у три стадії:

Сумарне рівняння дисоціації ортофосфатної кислоти має вигляд:

Таким чином, кожній багатоосновній кислоті відповідає кілька аніонів і всі вони одночасно присутні в розчині.

Зверніть увагу, що у деяких рівняннях дисоціації стоять двонаправлені стрілки. Що вони означають, ви дізнаєтесь у наступному параграфі.

Електролітична дисоціація основ

Підстави складаються з катіонів металевого елемента та гідроксид-аніонів. При дисоціації основ ці іони переходять у розчин. Число гідроксид-іонів, що утворюються при дисоціації, дорівнює заряду іона металевого елемента. Таким чином, з точки зору теорії електролітичної дисоціації

Підстави - це електроліти, які дисоціюють на катіони металевого елемента та гідроксид-аніони.

Розглянемо рівняння дисоціації основ на прикладі дисоціації натрій та барій гідроксидів:

При дисоціації основ утворюються аніони одного типу - гідроксид-іони, що визначають всі характерні властивості розчинів лугів: здатність змінювати забарвлення індикаторів, реагувати з кислотами, кислотними оксидами та солями.

Електролітична дисоціація солей

Солі утворені катіонами металевого елемента та аніонами кислотного залишку. При розчиненні солей у воді ці іони переходять у розчин.

Солі - це електроліти, які дисоціюють на катіони металевого елемента та аніони кислотного залишку.

Розглянемо дисоціацію солей з прикладу дисоціації калій нітрату:

Аналогічно дисоціюють та інші солі, наприклад нітрат кальцію та калій ортофосфат:

В рівняннях дисоціації солей заряд катіону за абсолютною величиною дорівнює ступеню окиснення металевого елемента, а заряд аніону — сумі ступенів окиснення елементів у кислотному залишку. Наприклад, купрум(П) сульфат розпадається на іони

а ферум(Ш) нітрат - на іони

Заряд катіонів металевих елементів у більшості випадків можна визначити за Періодичною системою. Заряди катіонів металевих елементів головних підгруп зазвичай дорівнюють номеру групи, в якій розташований елемент:

Металеві елементи побічних підгруп зазвичай утворюють кілька іонів, наприклад, Fe 2 +, Fe 3 +.

Заряди кислотних залишків простіше визначати за кількістю іонів Гідрогену у складі молекули кислоти, як ви це робили у 8 класі. Заряди деяких кислотних залишків наведено у таблиці розчинності на форзаці.

Зверніть увагу, що в рівняннях дисоціації кислот, основ і солей сумарний заряд катіонів і аніонів повинен дорівнювати нулю, оскільки будь-яка речовина є електронейтральною.

Ступінчаста дисоціація обумовлює можливість існування кислих та основних солей. Кислі солі містять іони Гідрогену, як кислоти. Саме тому такі солі називають кислими. А в основних солях містяться гідроксид-іони, як у основах.

На першій стадії дисоціації сульфатної кислоти утворюється гідрогенсульфат-іон HSO-, завдяки чому існують кислі солі: NaHSO 4 (натрій гідрогенсульфат), Al(HSO 4) 3 (алюміній гідрогенсульфат) та ін. Для ортофосфатної кислоти також характерні кислі солі K 2 HPO 4 (калій гідрогенортофосфат) або KH 2 PO 4 (калій дигідрогенортофосфат).

У розчинах кислі солі дисоціюють у дві стадії:

Кислі солі характерні лише для багатоосновних кислот, оскільки вони дисоціюють східчасто. Єдиним винятком є ​​одноосновна кислота – флуоридна. Завдяки водневим зв'язкам у розчині цієї кислоти присутні частинки H 2 F 2 і флуоридна кислота може утворювати кислу сіль складу KHF 2 .

Деякі нерозчинні гідроксиди утворюють катіони, в яких є гідроксид-іон. Наприклад, алюміній міститься у складі катіону AlOH 2+ , завдяки чому існує сіль складу AlOHCl 2 (алюміній гідроксохлорид). Таку сіль називають основною.

Ключова ідея

Контрольні питання

100. Дайте визначення кислот, основ та солей з точки зору теорії електролітичної дисоціації.

101. У чому особливість дисоціації багатоосновних кислот, порівняно з одноосновними? Поясніть на прикладі сульфатної кислоти.

Завдання для засвоєння матеріалу

102. В результаті дисоціації молекули кислоти утворився іон із зарядом 3-. Скільки іонів Гідрогену утворилося?

103. Складіть рівняння електролітичної дисоціації кислот: карбонатної, бромідної, нітритної. Назвіть аніони, що утворюються.

104. Які з наведених кислот дисоціюватимуть ступінчасто: HCl, H 2 CO 3 , HNO 3 , H 2 S, H 2 SO 3 ? Підтвердьте відповідь рівняннями реакцій.

105. Складіть рівняння дисоціації солей: магній нітрату, алюмінію хлориду, барію броміду, натрію карбонату, натрію ортофосфату.

106. Наведіть по одному прикладу солей, при дисоціації яких кількістю речовини 1 моль утворюється: а) 2 моль іонів; б) 3 моль іонів; в) 4 моль іонів; г) 5 моль іонів. Запишіть рівняння дисоціації.

107. Запишіть заряди іонів у речовинах: a) Na 2 S, Na 2 SO 4 , Na 3 PO 4 , AlPO 4 ;

б) NaHSO 4 , Mg(HSO 4) 2 , CaHPO 4 , Ba(OH) 2 . Назвіть ці речовини.

108. Складіть рівняння електролітичної дисоціації речовин: калій гідроксиду, барій сульфіду, ферум(Ш) нітрату, магній хлориду, алюміній сульфату.

109. Складіть формулу речовини, при дисоціації якої утворюються іони Кальцію та гідроксид-іони.

110. З переліку речовин випишіть окремо електроліти та неелектроліти: HCl, Ca, Cr 2 (SO 4) 3 , Fe 2 O 3 , Mg(OH) 2 , CO 2 , Sr(OH) 2 , Sr(NO 3) 2 , P 2 O 5 , H 2 O. Складіть рівняння дисоціації електролітів.

111. При дисоціації якогось нітрату утворився 1 моль катіонів із зарядом 2+. Яка кількість речовини нітрат-іонів утворилася при цьому?

112. Складіть формули та запишіть рівняння дисоціації ферум(П) сульфату та ферум(Ш) сульфату. Чим відрізняються ці солі?

113. Наведіть за одним прикладом рівнянь дисоціації солей відповідно до схем (буквою М позначено металевий елемент, а Х — кислотний залишок): а) МХ ^ М 2+ + Х 2- ; б) МХ 3 ^ М 3+ + 3Х -;

в) М 3 Х ^ 3М + Х 3-; г) М 2 Х 3 ^ 2М 3 + + 3Х 2-.

114. У розчині є іони K+, Mg 2 +, NO-, SO4 - . Які речовини розчинили? Наведіть два варіанти відповіді.

115*. Складіть рівняння дисоціації тих електролітів, які утворюють хлорид-іони: CrCl 3 , KClO 3 , BaCl 2 , Ca(ClO) 2 , HClO 4 , MgOHCl.

Це матеріал підручника

Здібністю молекул розчинника певну роль електролітичної дисоціації грає також макроскопічне властивість розчинника - його діелектрична проникність (схема електролітичної дисоціації).

Дисоціація під час плавлення

Під дією високих температур іони кристалічної решітки починають коливання, кінетична енергія підвищується, і настане такий момент (при температурі плавлення речовини), коли вона перевищить енергію взаємодії іонів. Результатом цього є розпад речовини на іони.

Класична теорія електролітичної дисоціації

Класична теорія електролітичної дисоціації була створена С. Арреніусом та В. Оствальдом у 1887 році. Арреніус дотримувався фізичної теорії розчинів, не враховував взаємодію електроліту з водою та вважав, що у розчинах знаходяться вільні іони. Російські хіміки І. А. Каблуков та В. А. Кістяковський застосували для пояснення електролітичної дисоціації хімічну теорію розчинів Д. І. Менделєєва та довели, що при розчиненні електроліту відбувається його хімічна взаємодія з водою, внаслідок якого електроліт дисоціює на іони.

Класична теорія електролітичної дисоціації заснована на припущенні про неповну дисоціацію розчиненої речовини, що характеризується ступенем дисоціації α, тобто часток розпалися молекул електроліту. Динамічна рівновага між недисоційованими молекулами та іонами описується законом діючих мас. Наприклад, електролітична дисоціація бінарного електроліту KA виражається рівнянням типу:

Константа дисоціації визначається активностями катіонів, аніонів та недисоційованих молекул наступним чином:

Значення залежить від природи розчиненої речовини та розчинника, а також від температури та може бути визначено декількома експериментальними методами. Ступінь дисоціації ( α ) може бути розрахована за будь-якої концентрації електроліту за допомогою співвідношення:

,

де – середній коефіцієнт активності електроліту.

Слабкі електроліти

Слабкі електроліти- хімічні сполуки, молекули яких навіть у сильно розведених розчинах незначно дисоційовані на іони, що знаходяться в динамічній рівновазі з недисоційованими молекулами. До слабких електролітів належить більшість органічних кислот та багато органічних основ у водних та неводних розчинах.

Слабкими електролітами є:

• майже всі органічні кислоти та вода;
• деякі неорганічні кислоти: HF, HClO, HClO 2 , HNO 2 , HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4 ,H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , H 2 SO 3 та ін;
• деякі малорозчинні гідроксиди металів: Fe(OH) 3 , Zn(OH) 2 та ін.

Сильні електроліти

Сильні електроліти- хімічні сполуки, молекули яких у розведених розчинах практично повністю дисоційовані на іони. Ступінь дисоціації таких електролітів близька до 1. До сильних електролітів відносяться багато неорганічних солей, деякі неорганічні кислоти і основи у водних розчинах, а також у розчинниках, що мають високу дисоціуючу здатність (спирти, аміди та ін.).

Класична теорія електролітичної дисоціації застосовна лише до розбавленим розчинам слабких електролітів. Сильні електроліти в розведених розчинах дисоційовані практично повністю, тому уявлення про рівновагу між іонами та недисоційованими молекулами не має сенсу. Відповідно до уявлень, висунутих у 20-30-х рр. 20 ст. В. К. Семенченко (СРСР), Н. Б'єррумом (Данія), Р. М. Фуоссом (США) та ін., у розчинах сильних електролітів при середніх та високих концентраціях утворюються іонні пари та складніші агрегати. Сучасні спектроскопічні дані показують, що іонна пара складається з двох іонів протилежного знака, що знаходяться в контакті (контактна іонна пара) або розділених однією або декількома молекулами розчинника (розділена іонна пара). Іонні пари електрично нейтральні і не беруть участі у перенесенні електрики. У порівняно розведених розчинах сильних електролітів рівновагу між окремими сольватованими іонами та іонними парами може бути приблизно охарактеризовано, аналогічно класичній теорії електролітичної дисоціації, константою дисоціації (або зворотною величиною - константою асоціації). Це дозволяє використовувати наведене вище рівняння для розрахунку відповідного ступеня дисоціації, виходячи з експериментальних даних.

У найпростіших випадках (великі одноатомні однозарядні іони) наближені значення константи дисоціації в розведених розчинах сильних електролітів можна обчислити теоретично, виходячи з уявлень про чисто електростатичну взаємодію між іонами в безперервному середовищі - розчиннику.

Приклади сильних електролітів: деякі кислоти (HClO 4 , HMnO 4 , H 2 SO 4 , HCl, HBr; HI), гідроксиди лужних та лужноземельних металів (NaOH, KOH, Ba(OH) 2); більшість солей.

Див. також

Посилання

Wikimedia Foundation. 2010 .

Дивитися що таке "Електролітична дисоціація" в інших словниках:

електролітична дисоціація- дисоціація р нар. речовин у розчині чи розплаві електролітів. Тематики металургія загалом EN electrolytic dissociation … Довідник технічного перекладача

ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИССОЦІАЦІЯ- див … Велика політехнічна енциклопедія

Повний або частковий розпад молекул розчиненої речовини на іони внаслідок взаємодії з розчинником. Обумовлює іонну провідність розчинів електролітів. Великий Енциклопедичний словник

електролітична дисоціація- - Повний або частковий розпад розчиненої речовини на іони. Загальна хімія: підручник / А. В. Жолнін … Хімічні терміни

Електролітична дисоціація- повний або частковий розпад молекул розчиненої речовини в результаті взаємодії з розчинником; обумовлює іонну провідність розчинів електролітів. [Термінологічний словник з бетону та залізобетону. ФГУП «НІЦ… Енциклопедія термінів, визначень та пояснень будівельних матеріалів

Електролітична дисоціація- ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИССОЦІАЦІЯ, повний або частковий розпад розчиненої речовини на іони внаслідок взаємодії з розчинником. Зумовлює електропровідність електролітів. … Ілюстрований енциклопедичний словник

Або іонізація. Енциклопедичний словник Ф.А. Брокгауза та І.А. Єфрона

Повний або частковий розпад молекул розчиненої речовини на іони внаслідок взаємодії з розчинником. Зумовлює іонну провідність розчинів електролітів. * * * ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИССОЦІАЦІЯ ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИССОЦІАЦІЯ, повний… Енциклопедичний словник

електролітична дисоціація- elektrolitinė disociacija statusas T sritis chemija apibrėžtis Istirpintos medžagos virtimas jonais jai sąveikaujant su tirpiklio molekulėmis. atitikmenys: англ. electrolytic dissociation rus. електролітична дисоціація … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

електролітична дисоціація- elektrolitinė disociacija statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. electrolytic dissociation vok. elektrolytische Dissoziation, f rus. електролітична дисоціація, f pranc. dissociation électrolytique, f … Fizikos terminų žodynas

Книжки

• Набір таблиць. Хімія. 8-9 клас (20 таблиць), . Навчальний альбом із 20 аркушів. Валентність. Будова атома, Ізотопи. Електронні конфігурації атомів. Утворення ковалентного та іонного хімічних зв'язків. Типи кристалічних решіток.

Електроліти та неелектроліти

З уроків фізики відомо, що розчини одних речовин здатні проводити електричний струм, а інших – ні.

Речовини, розчини яких проводять електричний струм, називаються електролітами.

Речовини, розчини яких не проводять електричний струм, називаються неелектролітами. Наприклад, розчини цукру, спирту, глюкози та деяких інших речовин не проводять електричний струм.

Електролітична дисоціація та асоціація

Чому ж розчини електролітів проводять електричний струм?

Шведський вчений С. Арреніус, вивчаючи електропровідність різних речовин, дійшов 1877 р. до висновку, що причиною електропровідності є наявність у розчині іонів, що утворюються при розчиненні електроліту у воді

Процес розпаду електроліту на іони називається електролітичною дисоціацією.

С. Арреніус, який дотримувався фізичної теорії розчинів, не враховував взаємодії електроліту з водою та вважав, що у розчинах знаходяться вільні іони. На відміну від нього російські хіміки І. А. Каблуков та В. А. Кістяковський застосували до пояснення електролітичної дисоціації хімічну теорію Д. І. Менделєєва та довели, що при розчиненні електроліту відбувається хімічна взаємодія розчиненої речовини з водою, що призводить до утворення гідратів, а потім вони дисоціюють на іони . Вони вважали, що в розчинах знаходяться не вільні, не голі іони, а гідратовані, тобто одягнені в шубку з молекул води.

Молекули води є диполі(два полюси), оскільки атоми водню розташовані під кутом 104,5°, завдяки чому молекула має кутову форму. Молекула води схематично представлена ​​нижче.

Як правило, найлегше дисоціюють речовини з іонним зв'язкомі, відповідно, з іонною кристалічною решіткою, оскільки вони складаються з готових іонів. За їх розчиненні диполі води орієнтуються протилежно зарядженими кінцями навколо позитивних і негативних іонів електроліту.

Між іонами електроліту та диполями води виникають сили взаємного тяжіння. В результаті зв'язок між іонами слабшає і відбувається перехід іонів з кристала в розчин. Очевидно, що послідовність процесів, що відбуваються при дисоціації речовин з іонним зв'язком (солей та лугів), буде такою:

1) орієнтація молекул (диполів) води у іонів кристала;

2) гідратація (взаємодія) молекул води з іонами поверхневого шару кристала;

3) дисоціація (розпад) кристала електроліту на гідратовані іони.

Спрощені процеси можна відобразити за допомогою наступного рівняння:

Аналогічно дисоціюють і електроліти, у молекулах яких ковалентний зв'язок (наприклад, молекули хлороводню HCl, дивись нижче); тільки в цьому випадку під впливом диполів води відбувається перетворення ковалентного полярного зв'язку на іонну; послідовність процесів, що відбуваються при цьому, буде такою:

1) орієнтація молекул води навколо полюсів молекул електроліту;

2) гідратація (взаємодія) молекул води з молекулами електроліту;

3) іонізація молекул електроліту (перетворення ковалентного полярного зв'язку на іонну);

4) дисоціація (розпад) молекул електроліту на гідратовані іони.

Спрощено процес дисоціації соляної кислоти можна відобразити за допомогою наступного рівняння:

Слід враховувати, що в розчинах електролітів гідратовані іони, що хаотично рухаються, можуть зіткнутися і знову об'єднатися між собою. Цей зворотний процес називається асоціацією. Асоціація у розчинах відбувається паралельно з дисоціацією, тому у рівняннях реакцій ставлять знак оборотності.

Властивості гідратованих іонів відрізняються від негідратованих властивостей. Наприклад, негідратований іон міді Cu 2+ - білий у безводних кристалах сульфату міді (II) і має блакитний колір, коли гідратований, тобто пов'язаний з молекулами води Cu 2+ nH 2 O. Іони гідратовані мають як постійне, так і змінне кількість молекул води.

Ступінь електролітичної дисоціації

У розчинах електролітів поруч із іонами присутні й молекули. Тому розчини електролітів характеризуються ступенем дисоціації, Що позначається грецькою літерою а («альфа»).

Це відношення числа частинок, що розпалися на іони (N g), до загального числа розчинених частинок (N p).

Ступінь дисоціації електроліту визначається дослідним шляхом і виявляється у частках чи відсотках. Якщо а = 0, то дисоціація відсутня, і якщо а = 1, чи 100 %, то електроліт повністю розпадається на іони. Різні електроліти мають різну міру дисоціації, т. е. ступінь дисоціації залежить від природи електроліту. Вона також залежить від концентрації: з розведенням розчину ступінь дисоціації збільшується.

За ступенем електролітичної дисоціації електроліти поділяються на сильні та слабкі.

Сильні електроліти- це електроліти, які при розчиненні у воді практично повністю дисоціюють на іони. У таких електролітів значення ступеня дисоціації прагне одиниці.

До сильних електролітів відносяться:

1) усі розчинні солі;

2) сильні кислоти, наприклад: H 2 SO 4 HCl, HNO 3 ;

3) усі луги, наприклад: NaOH, KOH.

Слабкі електроліти- це електроліти, які при розчиненні у воді майже не дисоціюють на іони. У таких електролітів значення ступеня дисоціації прагне нуля.

До слабких електролітів відносяться:

1) слабкі кислоти - H 2 S, H 2 CO 3 , HNO 2;

2) водний розчин аміаку NH 3 H 2 O;

4) деякі солі.

Константа дисоціації

У розчинах слабких електролітів внаслідок їх неповної дисоціації встановлюється динамічна рівновага між недисоційованими молекулами та іонами. Наприклад, для оцтової кислоти:

Можна застосувати до цієї рівноваги закон діючих мас та записати вираз константи рівноваги:

Константу рівноваги, що характеризує процес дисоціації слабкого електроліту, називають константою дисоціації.

Константа дисоціації характеризує здатність електроліту (кислоти, основи, води) дисоціювати на іони. Що більше константа, то легше електроліт розпадається на іони, отже, тим він сильніший. Значення констант дисоціації для слабких електролітів наводяться у довідниках.

Основні положення теорії електролітичної дисоціації

1. При розчиненні у воді електроліти дисоціюють (розпадаються) на позитивні та негативні іони.

Іони- це одна із форм існування хімічного елемента. Наприклад, атоми металу натрію Na 0 енергійно взаємодіють з водою, утворюючи при цьому луг (NaOH) і водень Н 2 тоді як іони натрію Na + таких продуктів не утворюють. Хлор Cl 2 має жовто-зелений колір і різкий запах, отруйний, а іони хлору Cl - безбарвні, не отруйні, позбавлені запаху.

Іони- це позитивно або негативно заряджені частинки, на які перетворюються атоми або групи атомів одного або декількох хімічних елементів в результаті віддачі або приєднання електронів.

У розчинах іони безладно пересуваються у різних напрямах.

За складом іони поділяються на прості- Cl - , Na + і складні- NH 4 +, SO 2 -.

2. Причиною дисоціації електроліту у водних розчинах є його гідратація, тобто взаємодія електроліту з молекулами води та розрив хімічного зв'язку у ньому.

Внаслідок такої взаємодії утворюються гідратовані, тобто пов'язані з молекулами води, іони. Отже, за наявності водної оболонки іони діляться на гідратовані(У розчинах і кристалогідратах) і негідратовані(У безводних солях).

3. Під дією електричного струму позитивно заряджені іони рухаються до негативного полюса джерела струму - катода і тому називаються катіонами, а негативно заряджені іони рухаються до позитивного полюса джерела струму - анода і тому називаються аніонами.

Отже, існує ще одна класифікація іонів. по знаку їхнього заряду.

Сума зарядів катіонів (Н + , Na + , NH 4 + , Cu 2+) дорівнює сумі зарядів аніонів (Cl - , OH - , SO 4 2-), внаслідок чого розчини електролітів (HCl, (NH 4) 2 SO 4 , NaOH, CuSO 4) залишаються електронейтральними.

4. Електролітична дисоціація – процес оборотний для слабких електролітів.

Поряд із процесом дисоціації (розпад електроліту на іони) протікає і зворотний процес - асоціація(з'єднання іонів). Тому в рівняннях електролітичної дисоціації замість знака рівності ставлять знак оборотності, наприклад:

5. Не всі електроліти однаковою мірою дисоціюють на іони.

Залежить від природи електроліту та його концентрації. Хімічні властивості розчинів електролітів визначаються властивостями іонів, які вони утворюють при дисоціації.

Властивості розчинів слабких електролітів обумовлені молекулами та іонами, що утворилися в процесі дисоціації, що знаходяться в динамічній рівновазі один з одним.

Запах оцтової кислоти обумовлений наявністю молекул CH 3 COOH, кислий смак та зміна забарвлення індикаторів пов'язані з наявністю в розчині іонів H+.

Властивості розчинів сильних електролітів визначаються властивостями іонів, які утворюються за їх дисоціації.

Наприклад, загальні властивості кислот, такі як кислий смак, зміна забарвлення індикаторів та ін, обумовлені наявністю в їх розчинах катіонів водню (точніше, іонів оксонію H 3 O +). Загальні властивості лугів, такі як м'якість на дотик, зміна забарвлення індикаторів та ін. пов'язані з присутністю в їх розчинах гідроксид-іонів OH - , а властивості солей - з розпадом їх у розчині на катіони металу (або амонію) та аніони кислотних залишків.

Відповідно до теорії електролітичної дисоціації всі реакції у водних розчинах електролітів є реакціями між іонами. Цим обумовлена ​​висока швидкість багатьох хімічних реакцій у розчинах електролітів.

Реакції, що протікають між іонами, називають іонними реакціями, А рівняння цих реакцій - іонними рівняннями.

Реакції іонного обміну у водних розчинах можуть протікати:

1. Необоротно, до кінця.

2. Оборотно, тобто протікати одночасно у двох протилежних напрямках. Реакції обміну між сильними електролітами в розчинах протікають до кінця або практично необоротні, коли іони, з'єднуючись один з одним, утворюють речовини:

а) нерозчинні;

б) малодисоціюючі (слабкі електроліти);

в) газоподібні.

Наведемо кілька прикладів молекулярних та скорочених іонних рівнянь:

Реакція необоротнаодин з її продуктів - нерозчинна речовина.

Реакція нейтралізації необоротна, т. К. Утворюється малодисоціююча речовина - вода.

Реакція необоротна, т. К. Утворюється газ CO 2 і малодисоціююча речовина - вода.

Якщо серед вихідних речовин і серед продуктів реакції є слабкі електроліти або малорозчинні речовини, такі реакції є оборотними, тобто до кінця не протікають.

У оборотних реакціях рівновага зміщується у бік утворення найменш розчинних чи найменш дисоційованих речовин.

Наприклад:

Рівновага зміщується у бік утворення слабшого електроліту - H 2 O. Однак до кінця така реакція протікати не буде: у розчині залишаються недисоційовані молекули оцтової кислоти та гідроксид-іони.

Якщо вихідні речовини - сильні електроліти, які при взаємодії не утворюють нерозчинних або малодисоціюючих речовин або газів, такі реакції не протікають: при змішуванні розчинів утворюється суміш іонів.

Довідковий матеріал для проходження тестування:

таблиця Менделєєва

Таблиця розчинності

Теорію електролітичної дисоціаціїзапропонував шведський учений С. Арреніус у 1887 році.

Електролітична дисоціація- це розпад молекул електроліту з утворенням у розчині позитивно заряджених (катіонів) та негативно заряджених (аніонів) іонів.

Наприклад, оцтова кислота дисоціює так у водному розчині:

CH 3 COOH⇄H + CH 3 COO - .

Дисоціація ставиться до оборотних процесів. Але різні електроліти дисоціюють по-різному. Ступінь залежить від природи електроліту, його концентрації, природи розчинника, зовнішніх умов (температури, тиску).

Ступінь дисоціації α -відношення числа молекул, що розпалися на іони, до загального числа молекул:

α=v'(x)/v(x).

Ступінь може змінюватись від 0 до 1 (від відсутності дисоціації до її повного завершення). Позначається у відсотках. Визначається експериментальним шляхом. При дисоціації електроліту відбувається збільшення кількості частинок у розчині. Ступінь дисоціації показує силу електроліту.

Розрізняють сильніі слабкі електроліти.

Сильні електроліти- це електроліти, ступінь дисоціації якої перевищує 30%.

Електроліти середньої сили- це ті, ступінь дисоціації якої поділяє в межах від 3% до 30%.

Слабкі електроліти- ступінь дисоціації у водному 0,1 М розчині менше 3%.

Приклади слабких та сильних електролітів.

Сильні електроліти в розведених розчинах повністю розпадаються на іони, тобто. α = 1. Але експерименти показують, що дисоціація не може дорівнювати 1, вона має наближене значення, але не дорівнює 1. Це не справжня дисоціація, а здається.

Наприклад, нехай у деякого з'єднання α = 0,7. Тобто. за теорією Арреніуса в розчині «плаває» 30% молекул, що не продісоціювали. А 70% утворили вільні іони. А електролстатична теорія дає інше визначення цього поняття: якщо α = 0,7, то всі молекули дисоційовані на іони, але іони вільні лише на 70%, а 30%, що залишилися, - пов'язані електростатичними взаємодіями.

Здається ступінь дисоціації.

Ступінь дисоціації залежить не тільки від природи розчинника і речовини, що розчиняється, але і від концентрації розчину і температури.

Рівняння дисоціації можна подати у такому вигляді:

AK ⇄ A- + K + .

І ступінь дисоціації можна висловити так:

Зі збільшенням концентрації розчину ступінь дисоціації електроліту падає. Тобто. значення ступеня для конкретного електроліту перестав бути величиною постійної.

Оскільки дисоціація - процес оборотний, то рівняння швидкостей реакції можна записати так:

Якщо дисоціація рівноважна, то швидкості дорівнюють і в результаті отримуємо константу рівноваги(Константу дисоціації):

До залежить від природи розчинника та від температури, але не залежить від концентрації розчинів. З рівняння видно, що чим більше недисоційованих молекул, тим менша величина константи дисоціації електроліту.

Багатоосновні кислотидисоціюють ступінчасто, і кожен ступінь має значення константи дисоціації.

Якщо дисоціює багатоосновна кислота, то найлегше відщеплюється перший протон, а при зростанні заряду аніону, тяжіння зростає, і тому протон відщеплюється набагато складніше. Наприклад,

Константи дисоціації ортофосфорної кислоти на кожному щаблі повинні сильно відрізнятися:

I - стадія:

II – стадія:

III – стадія:

На першому ступені ортофосфорна кислота - кислота середньої сили, а другий - слабка, на третій - дуже слабка.

Приклади констант рівноваги деяких розчинів електролітів.

Розглянемо приклад:

Якщо розчин, в якому містяться іони срібла внести металеву мідь, то в момент рівноваги, концентрація іонів міді повинна бути більшою, ніж концентрація срібла.

Але константа має низьке значення:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Що говорить про те, що на момент досягнення рівноваги розчинилося дуже мало хлориду срібла.

Концентрація металевої міді та срібла введена в константу рівноваги.

Іонний добуток води.

У наведеній таблиці є дані:

Цю константу називають іонним витвіром води, яке залежить лише від температури. Відповідно до дисоціації на 1 іон Н + припадає один гідроксид-іон. У чистій воді концентрація цих іонів однакова: [ H + ] = [OH - ].

Звідси, [ H + ] = [OH-] = = 10-7 моль/л.

Якщо додати у воду сторонню речовину, наприклад, хлороводневу кислоту, то концентрація іонів водню зросте, але іонний добуток води від концентрації не залежить.

А якщо додати луг, то збільшиться концентрація іонів, а кількість водню знизиться.

Концентрація і взаємопов'язані: що більше одна величина, то менша інша.

Кислотність розчину (рН).

Кислотність розчинів зазвичай виражається концентрацією іонів Н+.У кислих середовищах рН<10 -7 моль/л, в нейтральных - рН= 10 -7 моль/л, у лужних - рН> 10 -7 моль/л.
Кислотність розчину виражають через негативний логарифм концентрації іонів водню, називаючи її рН.

рН = -lg[ H + ].

Взаємозв'язок між константою та ступенем дисоціації.

Розглянемо приклад дисоціації оцтової кислоти:

Знайдемо константу:

Молярна концентрація З=1/V, підставимо в рівняння та отримаємо:

Ці рівняння є законом розведення В. Оствальда, згідно з яким константа дисоціації електроліту не залежить від розведення розчину.

Цей урок присвячений вивченню теми «Електролітична дисоціація». У процесі вивчення цієї теми Ви зрозумієте суть деяких дивовижних фактів: чому розчини кислот, солей та лугів проводять електричний струм; чому температура кипіння розчину електроліту вища порівняно з розчином неелектроліту.

Хімічний зв'язок.

Урок:Електролітична дисоціація

Тема нашого уроку – « Електролітична дисоціація». Ми спробуємо пояснити деякі дивовижні факти:

Чому розчини кислот, солей та лугів проводять електричний струм.

Чому температура кипіння розчину електроліту завжди буде вищою, ніж температура кипіння розчину не електроліту тієї ж концентрації.

Сванте Арреніус

У 1887 році шведський фізико - хімік Сванте Арреніус,досліджуючи електропровідність водних розчинів, висловив припущення, що в таких розчинах речовини розпадаються на заряджені частинки - іони, які можуть пересуватися до електродів - негативно зарядженого катода та позитивно зарядженого анода.

Це і є причиною електричного струму в розчинах. Цей процес отримав назву електролітичної дисоціації(Дослівний переклад - розщеплення, розкладання під впливом електрики). Така назва також передбачає, що дисоціація відбувається під дією електричного струму. Подальші дослідження показали, що це не так: іони є тількипереносниками зарядів у розчині та існують у ньому незалежно від того, проходить черезрозчин струм чи ні.За участі Сванте Арреніуса була сформульована теорія електролітичної дисоціації, яку часто називають на честь цього вченого. Основна ідея цієї теорії полягає в тому, що електроліти під дією розчинника мимоволі розпадаються на іони. І саме ці іони є носіями заряду та відповідають за електропровідність розчину.

Електричний струм - це спрямований рух вільних заряджених частинок. Ви вже знаєте, що розчини та розплави солей та лугів електропровідні,тому що складаються не з нейтральних молекул, а із заряджених частинок - іонів. При розплавленні чи розчиненні іони стають вільнимипереносниками електричного заряду.

Процес розпаду речовини на вільні іони при його розчиненні чи розплавленні називають електролітичною дисоціацією.

Рис. 1. Схема розпаду на іони хлориду натрію

Сутність електролітичної дисоціації у тому, що іони стають вільними під впливом молекули води. Рис.1. Процес розпаду електроліту на іони відбивають за допомогою хімічного рівняння. Запишемо рівняння дисоціації хлориду натрію та броміду кальцію. При дисоціації одного молю хлориду натрію утворюються один моль катіонів натрію та один моль хлорид – аніонів. NaCl⇄ Na + + Cl -

При дисоціації одного моля броміду кальцію утворюється один моль катіонів кальцію та два моля бромід - аніонів.

CaBr 2 ⇄ Ca 2+ + 2 Br -

Зверніть увагу: Оскільки в лівій частині рівняння записано формулу електронейтральної частки, то сумарний заряд іонів повинен дорівнювати нулю.

Висновок: при дисоціації солей утворюються катіони металу та аніони кислотного залишку.

Розглянемо процес електролітичної дисоціації лугів. Запишемо рівняння дисоціації у розчині гідроксиду калію та гідроксиду барію.

При дисоціації одного молю гідроксиду калію утворюються один моль катіонів калію та один моль гідроксид-аніонів. KOH⇄ K + + OH -

При дисоціації одного молю гідроксиду барію утворюються один моль катіонів барію і два молі гідроксид - аніонів. Ba(OH) 2 ⇄ Ba 2+ + 2 OH -

Висновок:при електролітичній дисоціації лугів утворюються катіони металу та гідроксид – аніони.

Нерозчинні у воді основипрактично не піддаютьсяелектролітичної дисоціації, Так як у воді вони практично нерозчинні, а при нагріванні - розкладаються, тому розплав їх отримати не вдається.

Рис. 2. Будова молекул хлороводню та води

Розглянь процес електролітичної дисоціації кислот. Молекули кислот утворені ковалентним полярним зв'язком, отже, кислоти складаються не з іонів, та якщо з молекул.

Виникає питання - як тоді кислота дисоціює, т. е як у кислотах утворюються вільні заряджені частки? Виявляється, іони утворюються у розчинах кислот саме при розчиненні.

Розглянемо процес електролітичної дисоціації хлороводню у воді, але для цього запишемо будову молекул хлороводню та води. Рис.2.

Обидві молекули утворені ковалентним полярним зв'язком. Електронна щільність у молекулі хлороводню зміщена до атома хлору, а молекулі води - до атома кисню. Молекула води здатна відірвати катіон водню від молекули хлороводню, при цьому утворюється катіон гідроксонію Н3О+.

У рівнянні реакції електролітичної дисоціації який завжди враховують освіту катиона гидроксония - зазвичай кажуть, що утворюється катіон водню.

Тоді рівняння дисоціації хлороводню виглядає так:

HCl⇄ H + + Cl -

При дисоціації одного молю хлороводню утворюються один моль катіону водню та один моль хлорид – аніонів.

Ступінчаста дисоціація сірчаної кислоти

Розглянь процес електролітичної дисоціації сірчаної кислоти. Сірчана кислота дисоціює ступінчасто, на дві стадії.

I-я стадія дисоціації

На першій стадії відривається один катіон водню та утворюється гідросульфат-аніон.

ІІ - я стадія дисоціації

На другій стадії відбувається подальша дисоціація гідросульфат – аніонів. HSO 4 - ⇄ H + + SO 4 2-

Ця стадія є оборотною, тобто утворюються сульфат - іони можуть приєднувати до себе катіони водню і перетворюватися на гідросульфат - аніони. Це показано знаком оборотності.

Існують кислоти, які навіть на першій стадії дисоціюють не повністю – такі кислоти є слабкими. Наприклад, вугільна кислота Н 2 3 .

Тепер ми можемо пояснити, чому температура кипіння розчину електроліту буде вищою, ніж температура кипіння розчину неелектроліту.

При розчиненні молекули розчиненої речовини взаємодіють із молекулами розчинника, наприклад - води. Чим більше частинок розчиненої речовини знаходиться в одному об'ємі води, тим вище температура кипіння. Тепер уявімо, що в однакових обсягах води розчинили рівні кількості речовини-електроліту та речовини – неелектроліту. Електроліт у воді розпадеться на іони, а значить - кількість його частинок буде більшою, ніж у разі розчинення неелектроліту. Таким чином, наявність вільних частинок в електроліті пояснює, чому температура кипіння розчину електроліту буде вищою, ніж температура кипіння розчину неелектроліту.

Підведення підсумку уроку

На цьому уроці ви дізналися, що розчини кислот, солей та лугів електропровідні, тому що при їх розчиненні утворюються заряджені частки - іони. Такий процес називається електролітичною дисоціацією. При дисоціації солей утворюються катіони металу та аніони кислотних залишків. При дисоціації лугів утворюються катіони металу та гідроксид-аніони. При дисоціації кислот утворюються катіони водню та аніони кислотного залишку.

1. Рудзітіс Г.Є. Неорганічна та органічна хімія. 9 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень/Г. Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман. М: Просвітництво. 2009 119с.:іл.

2. Попель П.П.Хімія: 8 кл.: підручник для загальноосвітніх навчальних закладів/П.П. Попель, Л.С.Крівля. -К.: ІЦ «Академія», 2008.-240 с.: Іл.

3. Габрієлян О.С. Хімія. 9 клас. Підручник Видавництво: Дрофа.:2001. 224с.

1. № № 1,2 6 (с.13) Рудзітіс Г.Є. Неорганічна та органічна хімія. 9 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень/Г. Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман. М: Просвітництво. 2009 119с.:іл.

2. Що таке електролітична дисоціація? Речовини, яких класів належать до електролітів?

3. Речовини, із яким типом зв'язку є електролітами?