Меню

Не проводят электрический ток в растворах хлорид аммония

Электролитическая диссоциация

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

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

В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:

KA ⇄ K + (катион) + A — (анион)

Электролитическая диссоциация и неэлектролит

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

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

Ступени диссоциации

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

Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:

Ступенчатая диссоциация

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

Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:

Ступени диссоциации серной кислоты

Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:

Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.

Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.

Электролиты и неэлектролиты

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

Проведения тока через электролит и неэлектролит

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

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

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

Сильные электролиты

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

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

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

Слабые электролиты

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

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

Молекулярное уравнение

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

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

Полное ионное уравнение

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

Сокращенное ионное уравнение

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

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

Блиц-опрос по теме Электролитическая диссоциация

Источник

Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот)

Содержание:

Сильнейшим окислительно — восстановительным действием обладает электрический ток. С помощью воздействия электрического тока на вещество можно получить чистый металл. Этот метод называется электролизом.

Электролиз – процесс, при котором происходит разложение вещества электрическим током.

Процесс электролиза может протекать только в веществах, проводящих электрический ток, то есть электролитах. К электролитам относят представителей основных классов неорганических соединений – кислоты, соли, щелочи.

Для протекания процесса требуется устройство, называемое электролизером.

Схема электролиза

Данное устройство работает от внешнего источника питания, который подает электрический ток. Представляет собой емкость, в которую опущены два электрода (катод и анод), заполнена емкость электролитом. При подаче электрического тока происходит разложение вещества. Для того чтобы узнать протекает электролиз или нет, в цепь включают лампочку, если лампочка загорается, значит в системе есть ток, если при замыкании цепи, лампочка не горит, то электролиз не протекает – вещество является не электролитом.

Катод (-) – является отрицательно заряженным электродом, катионы ( + ) перемещаются к нему и происходит процесс восстановления.

Анод (+) – положительно заряженный электрод, к нему перемещаются анионы (-) и происходит процесс окисления.

Можно выделить два типа электролиза для расплавов и растворов. Ход этих двух процессов происходит по-разному. Зависит по большей части это от содержания воды в растворе, которая тоже принимает участие в процессе. В расплаве происходит разложение только вещества.

Особенности электролиза расплавов

В расплаве электролит непосредственно подвергается воздействию электрического тока. Металл всегда образуется на катоде, а продукт анода зависит от природы вещества.

При разложении расплава оснований на катоде образуется металл, а на аноде окисляется кислород. (расплав соли – это чистое вещество без примесей в основном твердые вещества)

Расплав основания

Разложение расплавов солей происходит по-разному у бескислородных и кислородосодержащих. У бескислородной соли на аноде окисляется анион – кислотный остаток, а у кислородосодержащей – окисляется кислород.

Расплав соли

Рассмотрим пример электролиза расплава бескислородной соли – хлорида калия. Под действием постоянного электрического тока соль разлагается на катионы калия и анионы хлора.

Катионы K + перемещаются к катоду и принимают электроны, происходит восстановление металлического калия.

  • Катодный процесс: K + + e — → K 0

Анионы Cl движутся к аноду, отдавая электроны, происходит образование газообразного хлора.

  • Анодный процесс: 2Cl — — 2e — → Cl2 0 ↑

Суммарное уравнение процесса электролиза расплава хлористого калия можно представить следующим образом:

Особенности электролиза растворов

В растворах электролитов, помимо самого вещества, присутствует вода. Под действием электрического тока водный раствор электролита разлагается.

Процессы, происходящие на катоде и аноде, различаются.

1. Процесс на катоде не зависит от материала, из которого он изготовлен. Однако, зависит от положения металлов в электрохимическом ряду напряжений.

Процесс на катоде

2. Процесс на аноде зависит от материала, из которого состоит анод и от его природы.

а) Растворимый анод (Cu, Ag, Ni, Cd) подвергается Me => Me n+ + ne

б) На не растворимом аноде (графит, платина) обычно окисляются анионы S — , J — , Br — , Cl — , OH — и молекулы H2O:

  • 2J — => J2 0 + 2e;
  • 4OH — => O2 + 2H2O + 4e;
  • 2H2O => O2 + 4H + + 4e

Рассмотрим примеры различных вариантов электролиза растворов:

1. Разложение бескислородной соли на нерастворимом электроде

Чтобы ознакомиться с этим вариантом электролиза, возьмем йодистый калий. Под действием тока ионы калия устремляются к катоду, а ионы йода к аноду.

Калий находится в диапазоне активности слева от алюминия, поэтому на катоде восстанавливаются молекулы воды и образуется атомарный водород.

Процесс протекает на нерастворимом аноде и в состав соли входит бескислородный остаток, поэтому на аноде образуется йод.

В результате можно создать общее уравнение электролиза:

2. Разложение бескислородной соли на растворимом электроде (медь)

Рассмотрим на примере хлорида натрия. Данная соль разлагается на ионы натрия и хлора, но следует учитывать материал анода. Медный анод сам подвергается окислению. На аноде выделяется чистая медь, и ионы меди переходят с анода на катод, где также осаждается медь. В итоге процесс можно представить следующими уравнениями реакций.

  • NaCl → Na + + Cl —
  • Катод: Cu 2+ + 2e — → Cu 0
  • Анод: Cu 02e — → Cu 2+

В растворе концентрация хлорида натрия остается неизменной, поэтому составить общее уравнение реакции процесса не представляется возможным.

3. Разложение кислородосодержащей соли на нерастворимом (инертном) электроде

Возьмем для примера раствор нитрата калия. В процессе электролиза происходит распад на ионы калия и кислотного остатка.

В ряду активности металлов калий находится левее алюминия, поэтому на катоде восстанавливаются молекулы воды и образуется газообразный водород.

Читайте также:  Дроссель для стабилизатора тока

Молекулы воды окисляются на аноде и выделяется кислород.

В результате получаем общее уравнение электролиза:

4. Электролиз раствора щелочи на инертном электроде

В случае разложения щелочи в процесс электролиза включаются молекулы воды и гидроксид-ионы.

Барий находится левее алюминия, поэтому на катоде происходит восстановление воды и выделение водорода.

На аноде откладываются молекулы кислорода.

Получаем суммарное уравнение электролиза:

5. Электролиз раствора кислоты на инертном электроде

При разложении азотной кислоты под действием электрического тока в процесс вступают катионы водорода и молекула воды.

На катоде выделяется водород, на аноде – кислород. Получаем суммарное уравнение процесса:

Применение электролиза

Процессы электролиза нашли свое применение в промышленности в первую очередь для получения чистых металлов электрохимическим путем. Побочными продуктами этого процесса являются кислород и водород, поэтому он является промышленным способом получения этих газов. Очень часто применяют для очистки металлов от примесей и защиты от коррозии.

Источник

Электролитическая диссоциация. Степень и константа диссоциации

По способности проводить электрический ток в водном растворе или в расплаве, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся соли, кислоты, основания. В молекулах этих веществ имеются ионные или ковалентные сильно полярные химические связи.

Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся, например, кислород, водород, многие органические вещества (сахар, эфир, бензол и др.). В молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.

Для объяснения электропроводности растворов и расплавов солей, кислот и оснований шведский ученый С. Аррениус создал теорию электролитической диссоциации (1887 г.):

1.Молекулы электролитов при растворении или расплавлении распадаются на ионы.

Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или в расплаве называется электролитической диссоциацией, или ионизацией.

Ионы — это атомы или группы атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд.

2.В растворе или расплаве электролитов ионы движутся хаотически. При пропускании через раствор или расплав электрического тока, положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательно заряженные ионы движутся к положительно заряженному электроду (аноду). Поэтому положительные ионы называются катионами, отрицательные ионы — анионами.

К катионам относятся: ион водорода Н + , ион аммония NH4 + , ионы металлов Na + , K + , Fe 2+ , Al 3+ , катионы основных солей CuOH + , Аl(ОН)2 + , FeOH 2+ и т. д.

К анионам относятся: гидроксид-ион ОН — , ионы кислотных остатков Сl — , NO3 — , SO4 2- , Cr2O7 2- , анионы кислых солей НСО3 — , Н2РО4 — , HPO4 2- и т. д.

3.Диссоциация — процесс обратимый. Это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы (ионизация, или диссоциация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация, или моляризация).

Диссоциацию молекул электролитов выражают уравнениями, в которых вместо знака равенства ставят знак обратимости. В левой части уравнения записывают формулу молекулы электролита, в правой — формулы ионов, которые образуются в процессе электролитической диссоциации. Например:

Электролитическая диссоциация. Степень и константа диссоциации

Каждая молекула нитрата магния диссоциирует на ион магния и два нитрат-иона. Следовательно, в результате диссоциации одной молекулы Mg(NO3)2 образуются три иона.

Общая сумма зарядов катионов равна общей сумме зарядов анионов и противоположна по знаку (так как растворы электролитов электронейтральны).

Механизм электролитической диссоциации. Гидратация ионов

Причины и механизм диссоциации электролитов объясняются химической теорией раствора Д. И. Менделеева и природой химической связи. Как известно, электролитами являются вещества с ионной или ковалентной сильно полярной связями. Растворители, в которых происходит диссоциация, состоят из полярных молекул. Например, вода — полярный растворитель. Диссоциация электролитов с ионной и полярной связями протекает различно. Рассмотрим механизм диссоциации электролитов в водных растворах.

I. Механизм диссоциации электролитов с ионной связью

При растворении в воде ионных соединений, например хлорида натрия NaCl, дипольные молекулы воды ориентируются вокруг ионов натрия и хлорид-ионов. При этом положительные полюсы молекул воды притягиваются к хлорид-ионам Сl — , отрицательные полюсы — к положительным ионам Na + .

В результате этого взаимодействия между молекулами растворителя и ионами электролита притяжение между ионами в кристаллической решетке вещества ослабевает. Кристаллическая решетка разрушается, и ионы переходят в раствор. Эти ионы в водном растворе находятся не в свободном состоянии, а связаны с молекулами воды, т. е. являются гидратированными ионами.

Диссоциация ионных соединений в водном растворе протекает полностью. Так диссоциируют соли и щелочи: KCl, LiNO3, Ba(OH)2 и др.

II. Механизм диссоциации электролитов, которые состоят из полярных молекул

При растворении в воде веществ с полярной ковалентной связью происходит взаимодействие дипольных молекул электролита с дипольными молекулами воды. Например, при растворении в воде хлороводорода происходит взаимодействие молекул НСl с молекулами Н2O. Под влиянием этого взаимодействия изменяется характер связи в молекуле HCl: сначала связь становится более полярной, а затем переходит в ионную связь. Результатом процесса является диссоциация электролита и образование в растворе гидратированных ионов.

Так диссоциируют кислородсодержащие и бескислородные кислоты: H2SO4, HNO3, НI и др. Диссоциация электролитов с полярной связью может быть полной или частичной. Это зависит от полярности связей в молекулах электролитов.

Таким образом, главной причиной диссоциации в водных растворах является гидратация ионов. В растворах электролитов все ионы находятся в гидратированном состоянии. Например, ионы водорода соединяются с молекулой воды и образуют ионы гидроксония Н3O+ по донорно-акцепторному механизму:

Для простоты в химических уравнениях ионы изображают без молекул воды: Н + , Ag + , Mg 2 + , F — , SO4 2- и т. д.

Свойства ионов

Ионы по физическим, химическим и физиологическим свойствам отличаются от нейтральных атомов, из которых они образовались. Например, ионы натрия Na + и хлорид-ионы Сl — не взаимодействуют с водой, не имеют цвета, запаха, неядовиты.

Атомы натрия Na 0 энергично взаимодействуют с водой. Вещество хлор C12 в свободном состоянии — газ желто-зеленого цвета, ядовит, сильный окислитель.

Различные свойства атомов и ионов одного и того же элемента объясняются разным электронным строением этих частиц. Химические свойства свободных атомов металлов определяются валентными электронами, которые атомы металлов легко отдают и переходят в положительно заряженные ионы. Атомы неметаллов легко присоединяют электроны и переходят в отрицательно заряженные ионы. Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы.

Ионы имеют различную окраску. Гидратированные и негидратированные ионы s- и р-элементов обычно бесцветны. Так, бесцветны ионы Н + , Na + , K + , Ва 2 + , Аl 3+ и др. Ионы некоторых d-элементов имеют окраску. Окраска гидратированных и негидратированных ионов одного и того же d-элемента может быть различной. Например, негидратированные ионы Cu 2+ — бесцветные, а гидратированные ионы меди Cu 2+ • 4Н2О — синего цвета

Степень диссоциации

В водных растворах некоторые электролиты полностью распадаются на ионы. Другие электролиты распадаются на ионы частично, часть их молекул остается в растворе в недиссоциированном виде.

Число, показывающее, какая часть молекул распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоциации (степенью ионизации).

Степень электролитической диссоциации (α) равна отношению числа молекул, которые распались на ионы, к общему числу молекул в растворе:

где n — число молекул, распавшихся на ионы; N — общее число растворенных молекул.

Например, степень диссоциации (α) уксусной кислоты СН3СООН в 0,1 М растворе равна 1,36%. Это означает, что из 10000 молекул СН3СООН 136 молекул распадаются на ионы по уравнению:

Степень диссоциации зависит от природы растворителя и природы растворяемого вещества, концентрации раствора, температуры и других факторов.

Различные вещества диссоциируют в разной степени. Например, муравьиной кислоты НСООН при одинаковых условиях больше α уксусной кислоты СН3СООН.

При уменьшении концентрации электролита, т. е. при разбавлении раствора, степень диссоциации увеличивается, так как увеличиваются расстояния между ионами в растворе и уменьшается возможность соединения их в молекулы.

Читайте также:  Драйвер тока для прожекторов

При повышении температуры степень диссоциации, как правило, увеличивается.

В зависимости от степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, т. е. их степень диссоциации равна 1 (100%). К сильным электролитам относятся: 1) соли; 2) сильные кислоты (HClO4, НСlO3, НNО3, H2SO4, HCl, НВr, HI и др.); 3) щелочи (LiОН, NaOH, КОН, RbOH, СsОН, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

Слабые электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы, т. е. их степень диссоциации меньше 1 (100%). К слабым электролитам относятся: 1) слабые кислоты (НСlO2, HClO, HNO2, H2SO3, Н2СO3, H2SiO3, Н3РО4, H3РО3, H3BO3, СН3СООН, Н2S, HCN, HF и др.); 2) слабые нерастворимые в воде основания Fe(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2 и др.); 3) гидроксид аммония (NH4OH); 4) вода (Н2О).

Константа диссоциации (ионизации)

Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации (Kд). Вследствие того, что слабые электролиты диссоциируют на ионы не полностью, в их растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Для слабого электролита общей формулы АnВm уравнение диссоциации имеет вид:

Применяя закон действующих масс, запишем выражение константы равновесия:

где [А m + ], [B n — ] — равновесные концентрации ионов А m + и B n — , [АnВm] — равновесная концентрация недиссоциированных молекул АnВm.

Константу равновесия в этом случае называют константой диссоциации (Kд), или константой ионизации.

Константа ионизации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем легче электролит распадается на ионы, тем больше ионов в его растворе, тем сильнее электролит. Например:

Электролитическая диссоциация. Степень и константа диссоциации

Следовательно, уксусная кислота СН3СООН более сильный электролит, чем циановодородная кислота HCN.

Для слабого электролита константа диссоциации — постоянная величина при данной температуре, которая не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры. Константы диссоциации некоторых слабых электролитов приведены в таблице.

Значение электролитов для живых организмов

Электролиты являются составной частью жидкостей и плотных тканей живых организмов. Ионы натрия Na + , калия K + , кальция Са 2+ , магния Mg 2+ , водорода Н + , анионы ОН — , Сl — , SO4 2- , НСО3 — имеют большое значение для физиологических и биохимических процессов. Концентрации различных ионов в организме человека различны. Концентрации ионов водорода Н+ и гидроксид-ионов ОН — очень малы, но они играют большую роль в жизненных процессах. Ионы водорода Н + способствуют нормальному функционированию ферментов, обмену веществ, перевариванию пищи и т.д. Концентрации ионов натрия Na + и хлорид-ионов Cl — в организме человека весьма значительны. Эти ионы человек получает ежедневно, используя в пищу поваренную соль NaCl. В медицине применяется 0,85%-ный раствор хлорида натрия в качестве физиологического раствора при большой потере жидкости организмом.

Источник



Самоучитель по химии

Пособие для тех, кто не знает, но хочет узнать и понять химию

Часть I. Элементы общей химии
(первый уровень сложности)

Продолжение. Cм. в № 13, 18, 23/2007;
6, 8/2008

Глава 6. Электролитическая диссоциация

Всем известно, что металлы проводят электрический ток. А проводят ли электрический ток растворы? Если бы мы попытались ответить на этот вопрос при помощи опыта, то убедились бы, что раствор сахара не проводит электрический ток, а раствор поваренной соли проводит. Почему? Может быть, исходные веществавода или сухой хлорид натрияэлектропроводны? Но тот же опыт показываетэти вещества, каждое само по себе, электрический ток не проводят.

Для того чтобы объяснить результаты этих опытов и понять смысл явления, необходимо ответить на вопрос: почему вообще некоторые вещества, например металлы, проводят электрический ток? Это происходит потому, что в металлах имеются «свободные» заряженные частицыэлектроны. С направленным движением этих заряженных частиц связана электропроводность металлов. Таким образом, если раствор NаСl проводит электрический ток, то, значит, в этом растворе тоже образуются какие-то заряженные частицы. Если раствор сахара не проводит электрический ток, значит, в растворе сахара заряженных частиц не образуется. Исходя из этого такие вещества называют: NаСlэлектролит, сахарнеэлектролит.

Электролитыэто вещества, растворы (и расплавы) которых проводят электрический ток.

Теперь нам осталось выяснить: откуда в растворе NаСl появились заряженные частицы? Вспомните, какой тип химической связи имеется в кристалле поваренной соли? Ионная связь! То есть связь между заряженными частицамиионами. Значит, хлорид натрия состоит из разноименно заряженных частиц! Но почему тогда сухой хлорид натрия не проводит электрический ток? Потому что между ионами в кристалле существуют достаточно сильные электростатические взаимодействия. А в воде? Посмотрите на рис. 1:

Какая связь между атомами Н–О?

Рис. 1.
Взаимодействие диполей воды
с кристаллом поваренной соли

Между ионами соли и молекулами воды возникают довольно значительные силы электростатического взаимодействия. В результате молекулы воды «растаскивают» кристалл на «кусочки» (ионы). Будут ли возникать такие взаимодействия в следующих случаях (рис. 2):

Рис. 2.
Варианты взаимодействия веществ
с растворителями

Очевидно, нет! В обоих случаях или растворитель (случай I), или вещество (случай II) неполярны, и взаимодействия, притяжение частиц друг к другу, ничтожны.

В ы в о д. Взаимодействие между веществом и растворителем возможно, если и вещество, и растворитель имеют достаточно полярные связи.

Следствием такого взаимодействия является диссоциацияраспад вещества на ионы. При этом образуются положительно заряженные ионыкатионы и отрицательно заряженные ионыанионы.

Электролитическая диссоциацияпроцесс распада электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя (чаще всего воды).

Задание 6.1. Будут ли проводить электрический ток:

а) раствор НСl в воде;

б) раствор NаСl в бензине;

в) раствор азота в воде;

г) концентрированная серная кислота?

Итак, еще раз повторим: вещества, способные в растворах или расплавах распадаться на ионы и, как следствие, проводить в этом состоянии электрический ток, называются электролитами.

Среди неорганических веществ к электролитам относят:

Проверяя электропроводность растворов электролитов одного класса, например кислот, можно заметить, что в одном случае лампочка горит ярко, в другомеле светится. Если принять во внимание, что концентрация веществ в растворах одинакова, как можно объяснить наблюдения?

Объяснение однов первом случае образуется большее число ионов (заряженных частиц), во второмменьшее, т.е. в первом случае электролитическая диссоциация идет в значительной степени. Такие электролиты называются сильными, в их растворах много ионов и почти нет (а иногда и совсем нет) молекул.

К сильным электролитам относятся:

В растворах слабых электролитов много молекул вещества и мало ионов; электролитическая диссоциация идет не полностью.

К слабым электролитам относятся:

– NН4ОН и нерастворимые основания.

Фосфорная и сернистая кислотыэлектролиты средней силы.

Задание 6.2. Выучите наизусть формулы сильных и слабых электролитов. Вспомните их названия.

Как же происходит электролитическая диссоциация?

снования диссоциируют на катион металла (или аммония NH4 + ) и анион ОН – :

П о м н и т е! 1) Заряд иона совпадает по величине с валентностью данного атома (группы атомов).

2) Число катионов и анионов может быть различным, но суммарный положительный заряд катионов равен суммарному отрицательному заряду анионов. Раствор остается электронейтральным!

Задание 6.3. Составьте уравнения диссоциации гидроксида калия, гидроксида аммония, гидроксида бария.

Кислоты диссоциируют на катион водорода и анион кислотного остатка:

Задание 6.4. Составьте уравнения диссоциации соляной, серной, фосфорной кислот.

Для многоосновных кислот диссоциация может происходить ступенчато. Это означает, что на каждой стадии отщепляется только один ион водорода. Например:

II ступень: HSO4 – H + + SO4 2– .

Задание 6.5. Составьте уравнения ступенчатой (постадийной) диссоциации фосфорной кислоты.

Соли диссоциируют на катион металла (или аммония) и анион кислотного остатка. При составлении таких уравнений следует учитывать вышеизложенные правила (см. «Помните!»):

Читайте также:  Сколько нужно тока для запуска двигателя

Проверьте: 2•(3+) + 3•(2–) = (6+) + (6–) = 0.

В ы в о д. Для составления уравнений электролитической диссоциации:

• составьте химическую формулу соединения, укажите валентность составных частей;

• укажите число образовавшихся ионов (по индексам):

• укажите заряды ионов (по валентностям):

Задание 6.6. Составьте уравнения электролитической диссоциации нитрата хрома(III), карбоната натрия, сульфида калия, сульфата железа(III), сульфата железа(II).

Из вышеизложенного следует, что в растворах большинства неорганических веществ наряду с молекулами находится значительное число ионов. В таком случае уравнения реакций, которые показывают состав молекул реагирующих веществ, весьма условны. Более точно отражают состав реагирующих частиц ионно-молекулярные уравнения. Для того чтобы составить ионно-молекулярное уравнение реакции, нужно записать в виде ионов химические формулы сильных и одновременно растворимых электролитов. Состав всех остальных веществ изображается в виде молекул.

Алгоритм составления ионно-молекулярных уравнений

1) Определить силу реагирующих электролитов:

2) Для сильных электролитов определить растворимость (по таблице растворимости):

3) Формулы сильных и одновременно растворимых электролитов записать в виде ионов, остальные формулы не изменять!

4) Одинаковые ионы «вычеркнуть», т.к. они не участвуют в реакции (не изменили ни состава, ни заряда). Получаем краткое ионно-молекулярное уравнение:

H2S + Cu 2+ = CuS + 2H + .

Краткое ионно-молекулярное уравнение показывает:

– что реакция возможна;

– что в результате реакции образуется осадок (СuS; в других случаяхгаз или слабый электролит или ион нового состава);

– какие ионы или молекулы должны участвовать в аналогичном процессе.

Например, для того, чтобы осуществить процесс

H2S + Cu 2+ = CuS + 2H + ,

вместо нитрата меди можно взять любую другую растворимую соль меди(II), т.к. она при электролитической диссоциации посылает в раствор ион меди, а анион соли в реакции не участвует:

Задание 6.7. Составьте ионно-молекулярные уравнения реакции для процессов, указанных выше, и убедитесь, что краткие ионно-молекулярные уравнения у них одинаковые.

При составлении ионно-молекулярных уравнений может получиться так, что все частицы будут вычеркнуты, т.к. не изменят ни состава, ни заряда. В этом случае говорят, что реакция в растворе не идет. В принципе можно заранее предсказать возможность такого процесса. Реакция ионного обмена в растворе возможна, если происходит связывание ионов, т.е. образуется осадок, газ, слабый электролит или ион нового состава.

Задание 6.8. Составьте ионно-молекулярные уравнения реакций:

а) фосфат натрия + хлорид кальция;

б) карбонат бария + азотная кислота;

в) гидроксид железа(III) + серная кислота;

г) сульфат аммония + гидроксид калия;

д) нитрат алюминия + хлорид натрия.

Сделайте заключение: возможны ли эти процессы. Укажите признаки возможных процессов (осадок, газ, слабый электролит).

6.1. Понятие о рН (водородном показателе)

Водаочень слабый электролит: при обычных условиях лишь одна молекула воды из 10 000 000 распадается на ионы:

Это уравнение показывает, что при диссоциации 1 моль молекул воды образуется 1 моль ионов водорода Н + и 1 моль гидроксид-анионов ОН – . Другими словами, в чистой воде концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-анионов:

[Н + ] = [OH – ] = 10 –7 моль/л,

где [Н + ]концентрация ионов водорода, моль/л; [OH – ] – концентрация гидроксид-анионов, моль/л. Такой раствор (среда) называется «нейтральный».

Расчеты показывают, что произведение концентраций этих ионов есть величина постоянная:

[Н + ]•[OH – ] = const = 10 –14 .

Поэтому уменьшение концентрации ионов водорода влечет за собой увеличение концентрации гидроксид-анионов, и наоборот.

Пусть, например, к чистой воде добавили кислоту, т.е. увеличили концентрацию ионов водорода. Теперь эта концентрация составит, например: 10 –6 моль/л или 10 –2 моль/л. Такая среда (раствор) называется «кислая», или «кислотная».

Характер средыкислый, нейтральныйможно оценить количественно при помощи рН («пэ-аш»).

Водородный показатель рН равен логарифму концентрации ионов водорода, взятому с обратным знаком:

Для нейтральной среды:

Для кислой среды:

т.е. рН – . Пусть эта концентрация составит 10 –5 моль/л или 10 –3 моль/л.

Помня, что [OH – ]•[H + ] = 10 –14 , имеем:

[H + ] = = 10 –9 , рН = 9;

[H + ] = = 10 –11 , рН = 11, т. е. рН > 7.

рН = 7среда нейтральная,

Задание 6.9. Определите характер среды, т.е. ее рН, если:

а) [Н + ] равна (в моль/л): 0,01; 10 –8 ; 10 –4 ;

б) [ОН – ] равна (в моль/л): 10 –9 ; 10 –1 ; 0,001.

В о п р о с. Как можно определить реакцию среды опытным путем?

О т в е т. Реакцию среды можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее часто используемым индикатором является лакмус, который в щелочной среде приобретает синюю окраску, а в кислойкрасную.

Задание 6.10. Какую окраску будет иметь индикатор лакмус, если:

а) рН + ] = 10 –4 моль/л;

в) в растворе есть избыток ОН – ;

д) [ОН – ] = 10 –8 моль/л;

е) в растворе есть НNО3;

ж) [ОН – ] = 0,1 моль/л.

6.2. Гидролиз солей

Попробуйте ответить на вопрос: изменится ли окраска лакмуса в растворе серной кислоты, гидроксида натрия, сульфата натрия, карбоната натрия? В первых двух случаях можно уверенно сказать «да», т.к. при диссоциации образуются ионы водорода или гидроксид-анионы:

H2SO4 2H + + ,

А индикаторы реагируют именно на избыток ионов Н + или ОН – . Но при диссоциации упомянутых солей ионы Н + и ОН – не образуются:

Na2SO4 2Na + + ,

Тем не менее раствор карбоната натрия изменяет окраску индикатора, а сульфата нат- риянет! Почему? Видимо, причина в том, что ионы карбоната натрия вступают в какую-то реакцию с молекулами воды, ведь только из молекулы воды может образоваться избыток Н + или ОН – .

Гидролиз солейэто процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате чего изменяется рН раствора.

Какой ион карбоната натрия реагирует с водой? Предположим, что оба. Тогда в растворе происходят процессы:

Na + + HOH NaOH + H + , (А)

Вспомните, что такое «сильный электролит», «слабый электролит» и ответьте на вопрос: какой из этих процессов (А или Б) невозможен в растворе?

Очевидно, невозможен процесс (А), т.к. молекул сильного электролита NаОН в растворе нет, есть только ионы Na + и ОН – .

Следовательно, происходит процесс (Б), и краткое ионно-молекулярное уравнение гидролиза карбоната натрия выглядит так:

рН > 7, среда щелочная, лакмус синий.

И действительно, лакмус становится синим в растворе карбоната натрия. Почему именно карбонат-анион вступает в реакцию гидролиза? Потому что это ион, соответствующий слабому электролиту, и в результате его взаимодействия с водой образуется слабый электролит (вспомните условия протекания ионных процессов).

В ы в о д. Гидролизу подвергаются соли, содержащие остаток слабого электролита.

гидролиз не идет, т.к. соль образована двумя сильными электролитами;
гидролиз происходит, т.к. в состав соли входит остаток слабого электролита HNO2;
гидролиз происходит, т.к. в состав соли входит остаток слабого электролита Al(OH)3.

Задание 6.11. Определите, происходит ли гидролиз в растворах хлорида железа(III), силиката натрия, нитрата калия. Ответ поясните.

Алгоритм составления уравнения реакции гидролиза

1. Определить, какие электролиты образуют соль, отметить их силу:

2. Составить уравнение диссоциации соли, подчеркнуть ион, соответствующий слабому электролиту:

3. Для иона слабого электролита составить уравнение реакции взаимодействия с молекулой воды (уравнение гидролиза):

а) Из молекулы воды притягивается противоположно заряженный ион, в данном случае ОН – ;

б) сумма зарядов до и после реакции равна: (3+) = (2+) + (1+).

4. Определить реакцию среды в образовавшемся растворе: в данном случае образовались ионы Н + – значит, среда кислая, рН 2+ + 2OH – Cu(OH)2;

Какой из предложенных процессов соответствует реакции нейтрализации?

8. Какие из перечисленных ниже веществ, попадая в воду, изменяют окраску индикатора: сернистый газ, аммиак, натрий, сульфат цинка, поваренная соль, негашеная известь, стиральная сода, железо. Почему? Ответ подтвердить составлением необходимых уравнений реакций.

Источник