Основные положения теории электролитической диссоциации

Теория электролитической диссоциации была разработана в 1887 году шведским учёным С. Аррениусом. Согласно этой теории, существуют вещества, способные в растворах и расплавах распадаться (диссоциировать) на ионы, вследствие чего растворы и расплавы этих веществ проводят электрический ток. Эти вещества были названы электролитами. Электролитами в водных растворах являются кислоты, основания и соли. При растворении электролиты диссоциируют на положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы). Теория Аррениуса, однако, не учитывала всей сложности явлений в растворах. В частности, она рассматривала ионы как свободные, независимые от молекул растворителя частицы. В настоящее время известно, что при растворении электролитов в воде одновременно с процессом их диссоциации на ионы происходит процесс гидратации ионов.

Протекание процесса диссоциации растворяющихся веществ зависит от их структуры в безводном состоянии. Наиболее типичными являются два случая: диссоциация солей и щелочей (т.е. кристаллов с ионной структурой) и диссоциация кислот (т.е. веществ, состоящих из молекул с полярно-ковалентными связями).

Когда кристалл твёрдого вещества с ионной структурой, например, кристалл хлорида калия, попадает в воду, то расположенные на его поверхности ионы притягивают к себе полярные молекулы воды (ион-дипольное взаимодействие): к положительно заряженным ионам калия молекулы воды притягиваются отрицательными полюсами, а к отрицательно заряженным ионам хлора – положительными. Энергии теплового движения молекул воды в растворе и энергии колебаний ионов в кристалле оказывается достаточно для Рис. 7.1 – Растворение в воде вещества с ионной кристаллической решёткой. отделения ионов от кристалла и перехода их в раствор в

гидратированном состоянии. Вслед

за первым слоем ионов в раствор

переходит следующий слой, и та-

ким образом, происходит постепенное растворение кристалла (рис. 7.1).

Диссоциация полярных молекул, например HCl, протекает иначе (рис.7.2). Также как и молекула воды, молекула хлороводорода является диполем. Под действием электростатических сил молекулы воды притягиваются к полюсам полярной молекулы HCl (диполь-дипольное взаимодействие), и тем самым ещё больше поляризуют её, т.е. увеличивают полярность связи между атомом водорода и атомом хлора вплоть до образования ионов H + и Cl – . Такая поляризация в сочетании с колебательным тепловым движением атомов в рассматриваемой молекуле и непрерывным тепловым движением окружающих молекул воды приводит к распаду полярной молекулы на ионы. Как и в случае растворения ионного кристалла, эти ионы гидратируются. При этом ион водорода H + оказывается прочно связанным с молекулой воды в ион гидроксония H 3 O + .

Рис 7.2 – Диссоциация молекул с полярно-ковалентной связью.

Процесс электролитической диссоциации изображают с помощью химических уравнений; при этом гидратированное состояние ионов, как правило, не указывается: HCl ® H + + Cl – ; BaCl 2 ® Ba 2+ + 2 Cl – .

Диссоциации веществ как ионного, так и молекулярного строения способствует полярность молекул растворителя. Поэтому не только вода, но и другие жидкости, состоящие из полярных молекул (муравьиная кислота, этиловый спирт, аммиак) являются ионизирующими растворителями: соли, кислоты и основания, растворённые в этих жидкостях, диссоциируют на ионы. Как в водных, так и в неводных растворах ионы находятся в сольватированном состоянии.

Основные положения теории электролитической диссоциации. Урок-лекция с использованием мультимедийной презентации

Пинаева Галина Ивановна , учитель химии и биологии

Разделы: Преподавание химии

Цели урока:

Образовательные –

сформулировать основные положения теории электролитической диссоциации;

обобщить сведения об ионах;

закрепить умение записывать процесс диссоциации при помощи химических знаков и формул.

Воспитательная – воспитывать желание учиться активно, с интересом, прививать сознательную дисциплинированность, четкость и организованность в работе.

Развивающая – развивать умение учащихся на основе теоретических знаний сравнивать, анализировать, обобщать, логически рассуждать, делать выводы, развивать устную речь.

Методы обучения: объяснение, беседа, сравнение, постановка и решение учебных проблем, химический эксперимент (видеосюжет), самостоятельная индивидуальная работа.

Средства обучения: мультимедийный проектор, компьютер, таблица растворимости кислот, оснований и солей в воде, тренировочные упражнения, учебная литература: «Химия. 8 класс», авторы – О.С. Габриелян – М.: Дрофа, 2008.

Ход урока

I. Организационный момент.

II. Вводная беседа: сообщение темы, разъяснение целей и задач урока.

(2 мин) /слайд 1, 2/

Тема урока сегодня «Основные положения теории электролитической диссоциации». Эта тема является продолжением предыдущего занятия. Поэтому сегодня целью нашего урока будет обобщить сведения об ионах, закрепить умение записывать процесс диссоциации при помощи химических знаков и формул, сформулировать основные положения теории электролитической диссоциации

III. Актуализация пройденного материала: проверка домашнего задания.

Проверим домашнее задание. У вас на столах есть листы с заданиями. Напишите в правом верхнем углу свою фамилию и имя. Приступаем к выполнению задания. На выполнение задания – 5 мин.

Задание 1 /слайд 3/

Проверь свои знания. Допишите определения.

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называют … (электролиты)

Процесс распада электролита на ионы называют … (электролитическая диссоциация)

Вещества, растворы которых не проводят электрический ток, называют … (неэлектролиты)

Отношение числа частиц, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных частиц называют … (степень электролитической диссоциации)

Задание 2 /слайд 4/

Проверь свои знания. Дополните схему.

Задание 3 /слайд 5/

Проверь свои знания. Заполните таблицу.

ЭЛЕКТРОЛИТЫ	НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ
Растворимые соли	Органические вещества
	Простые вещества
	Нерастворимые оксиды
	Нерастворимые соли, кислоты, основания

Задание 4 /слайд 6/

На ответ дается – 3 минуты.

Пользуясь схемой на экране, расскажите о последовательности процессов, происходящих при диссоциации

А) веществ с ионной связью

ориентация молекул – диполей воды около ионов кристалла;

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

диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

Б) веществ с ковалентной полярной связью

ориентация молекул воды вокруг полюсов молекулы электролита;

гидратация (взаимодействие) молекул воды с молекулами электролита;

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

диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

IV. Изучение нового материала.

История открытия теории электролитической диссоциации. /слайд 7/

Шведский ученый Сванте Аррениус изучая электропроводность растворов различных веществ, пришел к выводу, что причиной электропроводности является наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролита в воде. Этот процесс получил название электролитическая диссоциация. В 1887 году Аррениус сформулировал основные положения теории электролитической диссоциации. Рассмотрим основные положения теории электролитической диссоциации (в сокращенном варианте ТЭД). /слайд 8/

Основные положения теории ТЭД

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

Например: NaCl = Na + + Cl -

Ионы – это одна из форм существования химического элемента. Ионы отличаются от атомов числом электронов, т.е. электрическим зарядом. Атомы – нейтральные частицы, ионы имеют заряд (положительный или отрицательный). Эти два обстоятельства и обуславливают различие их свойств.

/слайд 9/

Следовательно, ионы – это положительно или отрицательно заряженные частицы в которые превращаются атомы или группы атомов в результате отдачи или присоединения электронов. Этот процесс превращения можно представить в виде схемы.

Разберем различие свойств атомов и ионов на примере всем известного вещества – поваренной соли. 1 электрон – это очень много для изменения свойств, поэтому свойства ионов совершенно не похожи на свойства атомов, которые их образовали. Металлический натрий – очень реакционно-способное вещество, которое даже хранят под слоем керосина, иначе натрий начнет взаимодействовать с компонентами окружающей среды. Натрий энергично взаимодействует с водой, образуя при этом щелочь и водород, в то время как положительные ионы натрия таких продуктов не образуют. Хлор имеет желто-зеленый цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора – бесцветны, неядовиты, лишены запаха. Никому не придет в голову использовать в пищу металлический натрий и газообразный хлор, в то время как без хлорида натрия, состоящего из ионов натрия и хлора, невозможно приготовление пищи. Отличаются эти две частицы только одним электроном.

Слово «ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворах ионы беспорядочно передвигаются («странствуют») в различных направлениях. По составу ионы делят на простые – Cl - , Na + сложные – NH 4 + , SO 4 -.

Основные положения теории ТЭД

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

В результате взаимодействия электролита с молекулами воды образуются гидратированные, т.е. связанные с молекулами воды, ионы.

Следовательно, по наличию водной оболочки ионы делят на гидратированные (в растворах и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях). Например: кристаллогидраты - глуберова соль, медный купорос; безводные соли – сульфат меди, нитрат натрия. Свойства гидратированных и негидратированных ионов отличаются, как вы смогли убедиться на примере ионов меди.

ИОНЫ (по наличии водной оболочки)

гидратированные
в растворах и кристаллогидратах: CuSO 4 *5H 2 O , Na 2 SO 4 *10H 2 O

негидратированные
в безводных солях: Cu 2+ SO 4 2- , Na + NO 3 -

Основные положения ТЭД

3. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока – катоду, поэтому их называют катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу источника тока – аноду, поэтому их называют анионами.

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

ИОНЫ
*катионы (положительно заряженные частицы)
*анионы (отрицательно заряженные частицы)

В растворах электролитов сумма зарядов катионов равна сумме зарядов анионов, вследствие чего эти растворы электронейтральны.

Основные положения ТЭД

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:

HNO 2 ↔ H + + NO 2-

/слайд 17/

Основные положения ТЭД

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

Степень диссоциации зависит от природы электролита и его концентрации.

По степени диссоциации электролиты делят на слабые и сильные.

Основные положения ТЭД

6. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

По характеру образующихся при диссоциации электролитов ионов различают три типа электролитов: кислоты, основания и соли.

Попробуем теперь выполнить задание, используя полученную информацию. При выполнении задания, обратите внимание на то, является ли вещество электролитом.

Основываясь на составленных схемах, попробуйте дать определение кислотам с точки зрения ТЭД.

ДОПИШИТЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Кислоты – это электролиты, которые диссоциируют на катионы … и анионы …

КИСЛОТЫ- это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Например:

HCl = H + + Cl -
HNO 3 = H + + NO 3 -

Для многоосновных кислот протекает ступенчатая диссоциация. Например, для фосфорной кислоты H3PO4:

1-я ступень – образование дигидрофосфат – ионов:

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 -

2-я ступень – образование гидрофосфат – ионов:

H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2-

Cледует учитывать, что диссоциация электролитов по второй ступени происходит намного слабее, чем по первой. Диссоциация по третьей ступени при обычных условиях почти не происходит.

Все кислоты объединяет то, что они при диссоциации обязательно образуют катионы водорода. Поэтому логично предположить, что общие характерные свойства кислот – кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др. – обусловлены именно катионами водорода.

Выполним следующее задание, основываясь на основных положениях ТЭД.

Составьте возможные уравнения электролитической диссоциации веществ в водных растворах.

Назовите класс данных веществ.

Основываясь на составленных схемах, попробуйте дать определение основаниям с точки зрения ТЭД.

ДОПИШИТЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Основания – это электролиты, которые диссоциируют на катионы … и анионы …

ОСНОВАНИЯ- это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и гидроксид-анионы.

Например:

NaOH = Na + + OH -
KOH = K + + OH -

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато, в основном по первой ступени. Например, гидроксид бария Ba (OH)2:

1-я ступень – образование гидроксо-ионов:

Ba (OH) 2 ↔ OH - + BaOH +

2-я ступень – образование ионов бария:

BaOH+ ↔ Ba 2+ + OH -

Все общие свойства оснований – мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др. – обусловлены общими для всех оснований гидроксид-ионами ОН - .

Выполняем следующее задание.

Составьте возможные уравнения электролитической диссоциации веществ в водных растворах.

Назовите класс данных веществ.

Основываясь на составленных схемах, попробуйте дать определение солям с точки зрения ТЭД.

ДОПИШИТЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Соли – это электролиты, которые диссоциируют на катионы … и анионы …

СОЛИ- это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла (или аммония NH 4) и анионы кислотных остатков.

Например:

K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
NH 4 Cl = NH 4 + + Cl -

Очевидно, что свойства солей определяются как катионами металла, так и анионами кислотного остатка. Так, соли аммония имеют как общие свойства, обусловленные ионами NH 4 + , так и спецефические, обусловленные различными анионами. Аналогично, общие свойства сульфатов – солей серной кислоты – определяются ионами SO 4 2- , а различные – разными катионами. В отличие от многоосновных кислот и оснований, содержащих несколько гидроксид-ионов, такие соли как K 2 SO 4 , Al 2 (SO 4) 3 и т. д., диссоциируют сразу полностью, а не ступенчато.

А теперь давайте выполним более сложное задание, основываясь на всем изученном на уроке материале.

ПРОВЕРЬ СВОИ ЗНАНИЯ

Пользуясь таблицей растворимости, приведите примеры трех веществ, которые в растворах образуют сульфат-ионы. Запишите уравнения электролитической диссоциации этих веществ.

Например:

H 2 SO 4 ↔ H + + SO 4 -
HSO 4 ↔ H + + SO 4 2-

В заключение урока предлагаю вашему вниманию видеозапись опыта, где показано разложение раствора хлорида меди на ионы, под действием электрического тока.

Открываем дневники и записываем домашнее задание.

§36, положения ТЭД записать в тетрадь, выучить наизусть;

Определения кислот, оснований, солей выучить наизусть;

Задание №5, страница 203 (письменно).

Проводимость веществами электрического тока или отсутствие проводимости можно наблюдать с помощью простого прибора.

Он состоит из угольных стержней (электродов), присоединенных проводами к электрической сети. В цепь включена электрическая лампочка, которая показывает присутствие или отсутствие тока в цепи. Если опустить электроды в раствор сахара,то лампочка не загорается. Но она ярко загорится, если их опустить в раствор хлорида натрия.

Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами.

Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.

К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли.

К неэлектролитам относятся большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи.

Электролиты - проводники второго рода. В растворе или расплаве они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток. Очевидно, чем больше ионов в растворе, тем лучше он проводит электрический ток. Чистая вода электрический ток проводит очень плохо.

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты при растворении вводе полностью диссоциируют на ионы.

К ним относятся:

1) почти все соли;

2) многие минеральные кислоты, например Н 2 SO 4 , HNO 3 , НСl, HBr, HI, НМnО 4 , НСlО 3 , НСlО 4 ;

3) основания щелочных и щелочноземельных металлов.

Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы.

К ним относятся:

1) почти все органические кислоты;

2) некоторые минеральные кислоты, например H 2 СО 3 , Н 2 S, НNO 2 , HClO, H 2 SiO 3 ;

3) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH 4 OH, который можно изображать как гидрат аммиака NH 3 ∙H 2 O.

К слабым электролитам относится вода.

Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

Основные положения теории электролитической диссоциации.

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется элекролитической диссоциацией.

Так, хлорид натрия NaСl при растворении в воде полностью распадается на ионы натрия Na + и хлорид-ионы Cl - .

Вода образует ионы водорода Н + и гидроксид-ионы ОН - лишь в очень незначительных количествах.

Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации. В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и химической связи.

Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы - положительные и отрицательные.

Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na + , Mg 2+ , Аl 3+ и т.д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО 3 - , SO 2- 4 , РО З- 4 и т.д.).

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами.

Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.

3. Диссоциация - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КA на катион К + и анион А - в общем виде записывается так:

КА ↔ K + + A -

Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.

Степень диссоциации.

Одним из важнейших понятий теории электролитической диссоциации Аррениуса является понятие о степени диссоциации.

Степенью диссоциации (а) называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n"), к общему числу растворенных молекул (n):

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

Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от концентрации электролита и от температуры. С уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается. Как правило, увеличивает степень диссоциации и повышение температуры. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.

Рассмотрим смещение равновесия, устанавливающегося между недиссоциированными молекулами и ионами при электролитической диссоциации слабого электролита - уксусной кислоты:

СН 3 СООН ↔ СН 3 СОO - + Н +

При разбавлении раствора уксусной кислоты водой равновесие сместится в сторону образования ионов, - степень диссоциации кислоты возрастает. Наоборот, при упаривании раствора равновесие смещается в сторону образования молекул кислоты - степень диссоциации уменьшается.

Из этого выражения очевидно, что α может изменяться от 0 (диссоциации нет) до 1 (полная диссоциация). Степень диссоциации часто выражают в процентах. Степень диссоциации электролита может быть определена только экспериментальным путем, например по измерению температуры замерзания раствора, по электропроводности раствора и т. д.

Механизм диссоциации

Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Как известно, эти вещества состоят из ионов. При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. При этом образуются гидратированные ионы, т.е. ионы, химически связанные с молекулами воды.

Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества также ориентируются диполи воды, которые своими отрицательными полюсами притягиваются к положительному полюсу молекулы, а положительными полюсами - к отрицательному полюсу. В результате этого взаимодействия связующее электронное облако (электронная пара) полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула превращается в ионную и затем легко образуются гидратированные ионы:

Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной.

Таким образом, электролитами являются соединения с ионной или полярной связью - соли, кислоты и основания. И диссоциировать на ионы они могут в полярных растворителях.

Константа диссоциации.

Константа диссоциации. Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит.

Выражение для константы диссоциации можно получить, если записать уравнение реакции диссоциации электролита АК в общем виде:

A K → A - + K + .

Поскольку диссоциация является обратимым равновесным процессом, то к этой реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия как:

где К - константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита.

Диапазон констант равновесия для разных реакций очень большой - от 10 -16 до 10 15 . Например, высокое значение К для реакции

означает, что если в раствор, содержащий ионы серебра Ag + ,внести металлическую медь, то в момент достижения равновесия концентрация ионов меди намного больше, чем квадрат концентрации ионов серебра 2 . Напротив, низкое значение К в реакции

говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось ничтожно малое количество иодида серебра AgI.

Обратите особое внимание на форму записи выражений для константы равновесия. Если концентрации некоторых реагентов существенно не изменяются в процессе реакции, то они не записываются в выражение для константы равновесия (такие константы обозначаются К 1).

Так, для реакции меди с серебром неправильным будет выражение:

Правильной будет следующая форма записи:

Это объясняется тем, что концентрации металлических меди и серебра введены в константу равновесия. Концентрации меди и серебра определяются их плотностью и не могут быть изменены. Поэтому эти концентрации нет смысла учитывать при расчете константы равновесия.

Аналогично объясняются выражения констант равновесия при растворении AgCl и AgI

Произведение растворимости. Константы диссоциации малорастворимых солей и гидроксидов металлов называются произведением растворимости соответствующих веществ (обозначается ПР).

Для реакции диссоциации воды

выражение константы будет:

Объясняется это тем, что концентрация воды во время реакций в водных растворах изменяется очень незначительно. Поэтому принимается, что концентрация [Н 2 О] остается постоянной и вводится в константу равновесия.

Кислоты, основания и соли с позиций электролитической диссоциации.

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

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Например:

НCl ↔ Н + + С l - ;

СН 3 СООН ↔ Н + + СН 3 СОО -

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты наряду с молекулами Н 3 РО 4 имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) Н 2 РО 2- 4 , НРО 2- 4 и РО 3- 4

Н 3 РО 4 ↔ Н + + Н 2 РО - 4 (первая ступень)

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

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

Основностъ кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации.

Так, НCl, HNO 3 - одноосновные кислоты - образуется один катион водорода;

Н 2 S, Н 2 СО 3 , Н 2 SO 4 - двухосновные,

Н 3 РО 4 , Н 3 АsО 4 - трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода.

Из четырех атомов водорода, содержащихся в молекуле уксусной кислоты СН 3 СООН, только один, входящий в карбоксильную группу - СООН, способен отщепляться в виде катиона Н + , - уксусная кислота одноосновная.

Двух - и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно).

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

Например:

KOH ↔ K + + OH - ;

NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -

Основания,растворимые в воде называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН) 2 , Sr(ОН) 2 , Ва(ОН) 2 , Rа(ОН) 2 , а также NН 4 ОН. Большинство оснований в воде малорастворимо.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, NН 4 ОН - однокислотное основание, Са(ОН) 2 - двухкислотное, Fе(ОН) 3 - трехкислотное и т. д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато

Ca(ОН) 2 ↔ Са(ОН) + + OH - (первая ступень)

Ca(OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (вторая ступень)

Однако имеются электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода, и гидроксид - ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Н + и ОН - (в незначительных количествах):

Н 2 O ↔ Н + + ОН -

Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием катионов водорода Н + , и щелочные свойства, обусловленные наличием ионов ОН - .

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

2ОН - + Zn 2+ + 2Н 2 О ↔ Zn(ОН) 2 + 2Н 2 О ↔ 2- + 2Н +

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

Например:

(NH 4) 2 SO 4 ↔ 2NH + 4 + SO 2- 4 ;

Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. Например:

KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4

HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4

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

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -

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

Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблукови В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.

Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс.

Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.

Основные положения ТЭД (Теории электролитической диссоциации):

Молекулы распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (простые и сложные).

Под действием электрического тока катионы (положительно заряженные ионы движутся к катоду(-), а анионы (отрицательно заряженные ионы) к аноду(+)

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

Если степень диссоциации зависит от природы вещества, то можно судить, что существует разграничение между определёнными группами веществ.

Большая степень диссоциации присуща сильным электролитам (большинству оснований, солям, многим кислотам). Стоит учесть, что распад на ионы – обратимая реакция. Так же стоит сказать, что в данной теме не будут разобраны примеры диссоциации двойных и основных солей, их диссоциация описана в теме “соли”.
Примеры сильных электролитов:
NaOH, K 2 SO 4 , HClO 4
Уравнения диссоциации:
NaOH⇄Na + +OH -

K 2 SO 4 ⇄2K + +SO 4 2-

HClO 4 ⇄H + +ClO 4 -

Количественной характеристикой силы электролитов является степень диссоциации (α) – отношение молярной концентрации продиссоциировавшего электролита к его общей молярной концентрации в растворе.

Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах. Интервал значений – от 0 до 100%.

α = 0% относится к неэлектролитам (диссоциация отсутствует)

0% <α < 100% относится к слабым электролитам (диссоциация неполная)
α = 100% относится к сильным электролитам (полная диссоциация)

Так же стоит помнить про количество ступеней диссоциации, например:
Диссоциация раствора H 2 SO 4

H 2 SO 4 ⇄H + +HSO 4 -

HSO 4 - ⇄H + +SO 4 2-

У каждой ступени диссоциации своя степень диссоциации.
Например, диссоциация солей CuCl 2 , HgCl 2:
CuCl 2 ⇄Cu 2+ +2Cl - диссоциация протекает полностью

А в случае с хлоридом ртути диссоциация идёт неполностью и то не до конца.

HgCl 2 ⇄HgCl + +Cl -

Возвращаясь же к раствору серной кислоты, стоит сказать, что степень диссоциации обеих ступеней разбавленной кислоты гораздо больше, чем у концентрированной. При диссоциации концентрированного раствора очень много молекул вещества и большая концентрация гидроанионов HSO 4 - .

У многоосновных кислот и многокислотных оснований диссоциация идёт в несколько ступеней (в зависимости от основности).

Перечислим сильные и слабые кислоты и приступим к уравнениям ионного обмена:
Сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO 3 , HBrO 3 , HIO 3 , HClO 4 , H 2 SO 4 , H 2 SeO 4 ,HNO 3 , HMnO 4 , H 2 Cr 2 O 7)

Слабые кислоты (HF, H 2 S, H 2 Se, HClO, HBrO, H 2 SeO 3 , HNO 2 ,H 3 PO 4 , H 4 SiO 4 , HCN, H 2 CO 3 , CH 3 COOH)

Химические реакции в растворах и расплавах электролитов протекают с участием ионов. В таких реакциях степени окисления элементов не изменяются, и сами реакции называются реакциями ионного обмена .

Реакции ионного обмена будут протекать до конца (необратимо) , если образуются малорастворимые или практически нерастворимые вещества (они выпадают в осадок), летучие вещества (выделяются в виде газов) или слабые электролиты (например, вода).

Реакции ионного обмена принято писать в три стадии:
1. Молекулярное уравнение
2. Полное ионное уравнение
3. Сокращенное ионное уравнение
При написании обязательно указывать осадки и газы, а так же руководствоваться таблицей растворимости.

Реакции, где все реагенты и продукты получились растворимые в воде, не протекают.

Несколько примеров:
Na 2 CO 3 +H 2 SO 4 →Na 2 SO 4 +CO 2 +H 2 O

2Na + +CO 3 2- +2H + +SO 4 2- →2Na + +SO 4 2- +CO 2 +H 2 O

CO 3 2- +2H + →CO 2 +H 2 O

Сокращённое ионное уравнение получается с помощью вычёркивания одинаковых ионов из обеих частей полного ионного уравнения.

Если реакция ионного обмена идёт между двумя солями с образованием осадка, то следует брать два хорошо растворимых реагента. То есть, реакция ионного обмена пойдёт если растворимость реагентов будет выше, чем у одного из продуктов.

Ba(NO 3) 2 +Na 2 SO 4 →BaSO 4 ↓+2NaNO 3

Иногда при написании реакций ионного обмена пропускают полное ионное уравнение и сразу пишут сокращенное.

Ba 2+ +SO 4 2- →BaSO 4 ↓

Для получения осадка малорастворимого вещества всегда надо выбирать хорошо растворимые реагенты в их концентрированных растворах.
Например:
2KF+FeCl 2 →FeF 2 ↓+2KCl

Fe 2+ +2F - →FeF 2 ↓

Данные правила подбора реагентов для осаждения продуктов справедливы только для солей.

Примеры реакций с выпадением осадков:
1.Ba(OH) 2 +H 2 SO 4 →BaSO 4 ↓+2H 2 O

Ba 2+ +SO 4 2- →BaSO 4 ↓

2. AgNO 3 +KI→AgI↓+KNO 3

Ag + +I - →AgI↓

3.H 2 S+Pb(NO 3) 2 →PbS↓+2HNO 3

H 2 S+Pb 2+ →PbS↓+2H +

4. 2KOH+FeSO 4 →Fe(OH) 2 ↓+K 2 SO 4

Fe 2+ +2OH - →Fe(OH) 2 ↓

Примеры реакций с выделением газов:
1.CaCO 3 +2HNO 3 →Ca(NO 3) 2 +CO 2 +H 2 O

CaCO 3 +2H + →Ca 2+ +CO 2 +H 2 O

2. 2NH 4 Cl+Ca(OH) 2 →2NH 3 +CaCl 2 +2H 2 O

NH 4 + +OH - →NH 3 +H 2 O

3. ZnS+2HCl→H 2 S+ZnCl 2

ZnS+2H + →H 2 S+Zn 2+

Примеры реакций с образованием слабых электролитов:
1.Mg(CH 3 COO) 2 +H 2 SO 4 →MgSO 4 +2CH 3 COOH

CH 3 COO - +H + →CH 3 COOH

2. HI+NaOH→NaI+H 2 O

H + +OH - →H 2 O

Рассмотрим применение изученного материала на конкретных заданиях, встречающихся на экзаменах:
№1 .Среди веществ: NaCl, Na 2 S, Na 2 SO 4 – в реакцию с раствором Cu(NO3) 2 вступает(-ют)

1) толькоNa 2 S

2) NaCl и Na 2 S

3) Na 2 Sи Na 2 SO 4

4) NaCl и Na 2 SO 4

Под словом “вступают” подразумевается “протекает реакция”, а как было сказано выше, реакция протекает если образовалось нерастворимое или малорастворимое вещество, выделился газ или образовался слабый электролит (вода).

Разберём варианты по очереди.
1) Cu(NO 3) 2 +Na 2 S→CuS↓+2NaNO 3 образовался осадок.
2)NaCl+Cu(NO 3) 2 ↛CuCl 2 +2NaNO 3

Протекает только реакция с Na 2 S с образованием осадка

3)С Na 2 S так же будет образование осадка как и в первых двух примерах.
Na 2 SO 4 +Cu(NO 3) 2 ↛CuSO 4 +2NaNO 3

Все продукты являются хорошо растворимыми электролитами, это не газы, следовательно, реакция не протекает.

4) С Na 2 SO 4 реакция не протекает как в прошлом варианте ответа
NaCl+Cu(NO 3) 2 ↛CuCl 2 +2NaNO 3

Все продукты являются хорошо растворимыми электролитами, это не газы, следовательно, реакция не протекает.

Следовательно, подходит 1 вариант ответа.

№2 . Газ выделяется при взаимодействии

1) MgCl 2 и Ba(NO 3) 2

2) Na 2 CO 3 и CaCl 2

3) NH 4 ClиNaOH

4) CuSO 4 и KOH

Слово “газ” в таких заданиях обозначает именно газы и легколетучие соединения.

В заданиях в качестве таких соединений обычно встречаются NH 3 ·H 2 O, H 2 CO 3 (в нормальных условиях проведения реакции разлагается на CO 2 и H 2 O, принято не писать полную формулу угольной кислоты, а сразу расписывать на газ и воду), H 2 S.

Из представленных веществ выше мы не сможем получить H 2 S, потому что отсутствует сульфид-ион во всех веществах. Так же не сможем получить углекислый газ, ибо для его получения из соли нужно добавить кислоту, а в паре с карбонатом натрия находится другая соль.
Мы можем получить газ в 3 варианте ответа.
NH 4 Cl+NaOH→NH 3 +NaCl+H 2 O

Выделился газ с резким запахом.

Следовательно, подходит 3 вариант ответа.

№3 .В реакцию с соляной кислотой вступает

1) нитрат серебра

2) нитрат бария

3) серебро

4) оксид кремния

Среди реагентов есть два электролита, чтобы прошла реакция, нужно, чтоб выделился осадок.
С оксидом кремния соляная кислота не прореагирует, а серебро не вытеснит водород из соляной кислоты.
Ba(NO 3) 2 +2HCl→BaCl 2 +2HNO 3 реакция не будет протекать, так как все продукты – растворимые электролиты
AgNO 3 +HCl→AgCl↓+NaNO 3

Выпадет белый творожистый осадок нитрата серебра
Следовательно, подходит 1 вариант ответа.

Следующий пример задания, в отличие от первых трёх, взят из КИМа ЕГЭ 2017.
Первые три взяты из КИМа ОГЭ 2017

Установите соответствие между формулами веществ и реагентом, с помощью которого можно различить их водные растворы: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВ РЕАГЕНТ
А) HNO 3 и H 2 O 1) CaCO 3
Б)KClи NaOH 2) KOH

В)NaClи BaCl 2 3) HCl

Г) AlCl 3 и MgCl 2 4) KNO 3

Чтобы выполнить это задание, следует сначала понять, что под каждой буквой указаны два вещества, которые находятся в одном растворе и нужно подобрать вещество так, чтоб хотя бы одно из них вступило в качественную реакцию с веществом-реагентом, который дан под цифрой.

К раствору азотной кислоты добавим карбонат кальция, углекислый газ станет признаком реакции:
2HNO 3 +CaCO 3 →Ca(NO 3) 2 +CO 2 +H 2 O
Ещё, по логике, карбонат кальция не растворяется в воде, значит, во всех остальных растворах тоже не растворится, следовательно, к признакам реакции можно добавить растворение карбоната кальция, помимо выделения газа.

Раствор под буквой Б можно было бы различить с помощью соляной кислоты под цифрой 3, но только в случае, если было бы разрешено воспользоваться индикатором (фенолфталеин), который бы обесцветился после реакции, ибо произойдёт нейтрализация щёлочи .

Поэтому, можем различитьв растворе OH - ион только при помощи 5 раствора (CuSO 4)
2NaOH+CuSO 4 →Cu(OH) 2 ↓+Na 2 SO 4

Образовались кристаллики голубого цвета на две раствора.

Раствор под буквой В можем различить так же с помощью реактива под номером 5, ибо сульфат-ионы, соединяясь с барием сразу выпадут в белый кристаллический осадок, который не растворим в избытке даже самых сильных кислот.
BaCl 2 +CuSO 4 →CuCl 2 +BaSO 4 ↓

Раствор под буквой Г нетрудно различить с помощью любой щелочи, т.к основания магния и алюминия при протекании реакции сразу выпадут в осадок. Щелочь представлена под цифрой 2

AlCl 3 +3KOH→Al(OH) 3 ↓+3KCl

MgCl 2 +2KOH→Mg(OH) 2 ↓+2KCl

Редактор: Харламова Галина Николаевна