Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация

По способности проводить электрический ток в водном растворе или 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 и др.). В молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.

Электрическая проводимость растворов и расплавов электролитов обусловлена наличием в них положительно и отрицательно заряженных ионов, которые образуются из молекул или кристаллических веществ. Представления об образовании ионов в растворах электролитов утвердились в химии в первой половине XIX в. благодаря работам английского физика и химика М. Фарадея. Процесс распада электролитов на ионы в водных растворах и расплавах называется электролитической диссоциацией.

Теория электролитической диссоциации для водных растворов была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. Рассмотрим основные положения этой теории.

1. При растворении в воде молекулы электролитов диссоциируют (распадаются) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Ионы могут быть образованы из одного атома – простые ионы и нескольких атомов –сложные ионы. Примеры простых ионов: натрий-ионы Na⁺, медь(II)-ионы Cu²⁺, хлорид-ионы Cl^-, сульфид-ионы S^2-; примеры сложных ионов: сульфат-ионы SO₄^2-, перманганат-ионы MnO₄^-, аммоний-ионы NH₄⁺. Справа сверху от формулы иона указывается его заряд в относительных единицах (заряд электрона принимается за –1). В отличие от записи степени окисления при указании заряда иона сначала записывается число единиц заряда (число 1 обычно не пишется), а затем – знак заряда (плюс, минус), например: PO₄^3-, NO₃^-, Na⁺, Al³⁺.

2. Диссоциация – обратимый процесс. Как правило, он не протекает до конца, а в системе устанавливается динамическое равновесие, т. е. Такое состояние, при котором скорость диссоциации равна скорости обратного процесса – образования исходных молекул. Поэтому в уравнениях диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости («), например:

HCl « H⁺ + Cl^-

3. Ионы в водном растворе находятся в хаотическом движении. Если в раствор электролита опустить электроды и приложить к ним электрическое напряжение, то ионы приобретают направленное движение: положительные ионы перемещаются к катоду (отрицательному электроду), а отрицательные ионы – к аноду (положительному электроду). Вследствие этого ионы получили названия: положительные – катионы, отрицательные – анионы. Таким образом, в приведенном выше уравнении диссоциации молекулы HCl катионом является H⁺, а Cl^- - анион.

Сильные и слабые электролиты

В водных растворах тех или иных электролитов электролитическая диссоциация протекает с различной скоростью, причем одни из них диссоциации подвергаются почти полностью, а другие – только частично, поэтому у вторых в растворе находится еще часть молекул в недиссоциированной форме. Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации, которая выражается в долях единицы или в процентах. Степень диссоциации показывает, какая доля молекул электролита распалась на ионы.

В зависимости от значения степени диссоциации все электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах практически полностью диссоциируют на ионы. В водных растворах таких веществ степень диссоциации приближается или равняется 100 %. К сильным электролитам относятся:

- соли

- сильные кислоты (HClO₄, HClO₃, HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄ и др.)

- сильные основания (щелочи), LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂, Ca(OH)₂.

Благодаря тому, что сильные электролиты довольно легко распадаются на ионы, эти вещества быстро вступают в химические реакции по типу ионного обмена.

Слабые электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах диссоциируют только частично, и значительная часть молекул остается в растворе в недиссоциированной форме. Разумеется, степень диссоциации этих электролитов в растворе очень мала, поэтому в реакции ионного обмена они вступают медленно и в более жестких условиях. Примерами слабых электролитов являются:

- слабые кислоты (HClO₂, HClO, HF, H₂S, HNO₂, H₂SO₃, H₂CO₃, H₃PO₄, CH₃COOH, H₃BO₃, HCN и др.)

- слабые нерастворимые в воде основания (Fe(OH)₂, Fe(OH)₃, Al(OH)₃, Cu(OH)₂, CuOH, Ni(OH)₂ и др.)

- гидроксид аммония NH₄OH (NH₃.H₂O)

- вода Н₂О.

Диссоциация кислот

Кислоты – это сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способного замещаться на металл (или катион аммония NH₄⁺) и атомов, входящих в состав кислотного остатка.

С точки зрения ТЭД (теории электролитической диссоциации) кислоты представляют собой электролиты, которые при диссоциации поставляют в раствор в качестве катионов только Н+, а в качестве анионов – ионы кислотного остатка.

Кислоты в водном растворе диссоциируют на катионы водорода (протоны) H⁺ и анионы кислотного остатка, который заряжен отрицательно, причем его заряд по модулю численно равен числу образовавшихся протонов, т. е. числу атомов водорода в кислоте.

HJ Û H⁺ + J^- HNO₃ Û H⁺ + NO₃^- H₂SO₃ Û 2H⁺ + SO₃^2-

В зависимости от числа уходящих атомов водорода, кислоты подразделяются по основности на:

- одноосновные (HCl, HF, HNO₂, HNO₃, HPH₂O₂, HPO₃, HClO₄ и т. д.);

- двухосновные (H₂S, H₂SO₄, H₂CO₃, H₂SO₃, H₂PHO₃, H₂CrO₄);

- трехосновные (H₃PO₄, H₃NO₄, H₃AsO₄, H₃AsO₃);

- четырехосновные (H₄P₂O₇);

- пятиосновные (H₅JO₆).

В зависимости от основности, кислоты диссоциируют ступенчато. Например, HClO₄ – одноосновная кислота, значит, она будет диссоциировать по одной ступени, а H₃PO₄ – трехосновная, поэтому диссоциация ее будет проходить по трем ступеням:

HNO₃ Û H⁺ + NO₃^- H₃PO₄ Û 3H⁺ + PO₄^3-

H₂SO₄Û 2H⁺+SO₄^2-

____________________ 1 ступень H₃PO₄ Û H⁺ + H₂PO₄^-

1 ступень H₂SO₄ Û H⁺ + HSO₄^- 2 ступень H₂PO₄^- Û H⁺ + HPO₄^2-

2 ступень HSO₄^- Û H⁺ + SO₄^2- 3 ступень HPO₄^2- Û H⁺ + PO₄^3-

По степени ступенчатой диссоциации кислоты классифицируют на сильные и слабые. Эта способность кислот выражается константами диссоциации по ступеням. Например, как свидетельствуют эти постоянные, все кислоты гораздо легче диссоциируют по первой ступени, нежели по следующим.

Диссоциация оснований

Основания – это сложные вещества, в состав молекулы которых входят атомы металла (или катион аммония NH₄⁺) и атомы гидроксильных групп ОН.

С точки зрения ТЭД, основания – это электролиты, которые при диссоциации в водный раствор поставляют в качестве катионов только ионы металлов (или катион аммония NH₄⁺), а в качестве анионов – только гидроксильные группы ОН.

Основания в водном растворе диссоциируют на катион металла (положительный заряд которого равен его валентности) (или катион аммония NH₄⁺) и на гидроксогруппы, отрицательно заряженные. Как кислоты классифицируются по числу атомов водорода (по основности), так основания классифицируются по количеству гидроксогрупп (по кислотности). Естественно, что однокислотные основания диссоциируют по одной ступени, а многокислотные – по нескольким:

KOH Û K⁺ + OH^- Al(OH)₃ Û Al³⁺ + 3OH^-

Sr(OH)₂Û Sr²⁺+2OH^-

1 ступень Al(OH)₃ Û Al(OH)₂⁺ + OH^-

1 ступень Sr(OH)₂ Û SrOH⁺ + OH^- 2 ступень Al(OH)₂⁺ Û AlOH²⁺ + OH^-

2 ступень SrOH⁺ Û Sr²⁺ + OH^- 3 ступень AlOH²⁺ Û Al³⁺ + OH^-

Основания, так же, как и кислоты, подразделяются на сильные и слабые. Сильные основания являются щелочами. Степень диссоциации щелочей в водном растворе очень высока (сильные электролиты), а слабые основания диссоциации подвергаются в очень незначительной степени (слабые электролиты).

Диссоциация солей

Средние соли в растворе диссоциируют на катион металла (положительный заряд которого равен его валентности) (или катион аммония NH₄⁺) и анион кислотного остатка (отрицательный заряд которого равен числу атомов водорода в соответствующей кислоте). В отличие от диссоциации кислот и оснований, запись диссоциации солей осуществляется не ступенчато:

Na₂SO₃Û 2Na⁺+SO₃²^-MgSO₄Û Mg²⁺+SO₄²^- Al₂(SO₄)₃Û 2Al³⁺+3SO₄²^-

Кислые и основные соли в водном растворе подвергаются ступенчатой диссоциации:

Na₂HPO₄ Û 2Na⁺ + HPO₄^2- Ba(OH)Cl Û BaOH⁺ + Cl^-

HPO₄^2- Û H⁺ + PO₄^3- BaOH⁺ Û Ba²⁺ + OH^-

Растворы солей хорошо проводят электрический ток, т. к. являются сильными электролитами.

Реакции ионного обмена

Так как молекулы электролитов в растворах распадаются на ионы, то и реакции в растворах электролитов происходят между ионами. Реакции, протекающие между ионами, называются ионными.

Реакции ионного обмена записываются обычно в виде трех уравнений: молекулярного, полного ионного и сокращенного ионного. Молекулярное уравнение реакции показывает, какие вещества участвуют в реакции; полное ионное уравнение показывает, какие ионы присутствуют в растворе; сокращенное ионное уравнение показывает, какие ионы направляют реакцию. Например:

ZnSO₄ + BaBr₂ = ZnBr₂ + BaSO₄¯ молекулярное

Zn²⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2Br^- = Zn²⁺ + 2Br^- + BaSO₄¯ полное ионное

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄¯ сокращенное ионное

Повторяющиеся ионы в полном ионном уравнении реакции сокращаются. Оставшиеся частицы переписываются в сокращенное уравнение реакции.

Вариант 1

1. Какие из перечисленных ниже веществ подвергаются диссоциации в растворе: хлорид свинца(II), фосфорная кислота, гидроксид стронция, бромид цинка, гидроксид железа(II), сульфат алюминия? Напишите уравнения реакций.

2. Даны вещества: нитрат ртути(II), гидроксид калия, железо, сульфид бария, соляная кислота, гидроксид алюминия, оксид серы(IV). Определите, с какими из этих веществ будет взаимодействовать: а) гидроксид натрия; б) серная кислота. Напишите уравнения реакций.

3. Осуществите превращения:

Cu ® CuCl₂ ® Cu(NO₃)₂ ® Cu(OH)₂ ® CuSO₄ ® Cu(NO₃)₂ ® CuS

4. Предложите способы получения сульфата калия и сульфида бария.

Вариант 2

1. Какие из предложенных ниже веществ подвергаются диссоциации в водном растворе: серная кислота, гидроксид железа(II), хлорид железа(III), гидроксид калия, фосфат кальция, кремниевая кислота? Напишите уравнения реакций.

2. Даны вещества: гидроксид натрия, фосфорная кислота, гидроксид цинка, цинк, сульфат магния, карбонат бария. Определите, с какими из этих веществ будет взаимодействовать: а) соляная кислота; б) гидроксид бария. Напишите уравнения протекающих реакций.

3. Осуществите превращения:

Al ® Al₂(SO₄)₃ ® AlCl₃ ® Al(NO₃)₃ ® Al(OH)₃ ® Al₂(SO₄)₃ ® K[Al(OH)₄]

4. Предложите способы получения сульфата магния и фосфата кальция.

Вариант 3

1. Какие из предложенных веществ подвергаются диссоциации в растворе: гидроксид хрома(III), йодид бария, азотная кислота, карбонат кальция, едкое кали, сульфат железа(III)? Напишите уравнения реакций.

2. Даны вещества: карбонат натрия, гидроксид меди(II), нитрат серебра, азотная кислота, гидроксид бария, сульфат стронция. С какими из этих веществ взаимодействует: а) фосфат калия; б) соляная кислота? Напишите уравнения протекающих реакций.

3. Осуществите превращения:

S ® SO₂ ® K₂SO₃ ® K₂SO₄ ® K₂S ® KCl ® KNO₃

4. Предложите способы получения бромида бария и нитрата цинка.

Гидролиз солей

Растворы солей, образованных катионами слабых оснований или анионами слабых кислот, показывают либо кислую, либо щелочную реакцию среды. В рамках ионной теории Аррениуса это объясняется протеканием реакций гидролиза. В общем случае гидролиз определяется как взаимодействие соли с водой:

Соль + Вода = Кислота + Основание

Гидролиз – это реакция, обратная нейтрализации:

Нейтрализация

Кислота + Основание ¾ ¾ ¾ ¾ ¾ ¾ ¾ ¾ ® Соль + Вода

Гидролиз

Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой соли, т. е. природой кислоты и основания, из которых образована соль.

Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро» - вода, «лизис» - разложение). Гидролиз – одно из важнейших химических свойств солей. Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.

В зависимости от того, основанием и кислотой какой силы образована соль, гидролиз ее может протекать по аниону, по катиону, по катиону и аниону одновременно, либо не протекать вовсе.

Соли, образованные многоосновными кислотами или многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато.

Гидролиз по катиону происходит в том случае, если основание, которым образована соль, более слабое, чем кислота. Соответственно, гидролиз по аниону происходит в том случае, если соль образована сильным основанием и слабой кислотой.

Пример 1. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону). Растворы таких солей всегда имеют кислую реакцию среды:

а) ZnCl₂ Û Zn²⁺ + 2Cl^- pH< 7, среда кислая

Zn²⁺ + HOH Û ZnOH⁺ + H⁺ (1 ступень)

ZnCl₂ + HOH Û ZnOHCl + HCl

ZnOH⁺ + HOH Û Zn(OH)₂¯ + H⁺ (2 ступень)

ZnOHCl + HOH Û Zn(OH)₂¯ + HCl

б) FeSO₄ Û Fe²⁺ + SO₄^2- pH< 7, среда кислая

Fe²⁺ + HOH Û FeOH⁺ + H⁺ (1 ступень)

2FeSO₄ + 2HOH Û (FeOH)₂SO₄ + H₂SO₄

FeOH⁺ + HOH Û Fe(OH)₂¯ + H⁺ (2 ступень)

(FeOH)₂SO₄ + 2HOH Û 2Fe(OH)₂¯ + H₂SO₄

Пример 2 Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону). Растворы таких солей всегда имеют щелочную реакцию среды:

а) K₂CO₃Û 2K⁺ + CO₃^2- pH> 7, среда щелочная

CO₃^2- + HOH Û HCO₃^- + OH^- (1 ступень)

K₂CO₃ + HOH Û KHCO₃ + KOH

HCO₃^- + HOH Û H₂CO₃ + OH^- (2 ступень)

KHCO₃ + HOH Û H₂CO₃ + KOH

б) Ba(NO₂)₂ Û Ba²⁺ + 2NO₂^- pH> 7, среда щелочная

NO₂^- + HOH Û HNO₂ + OH^- (1 ступень)

Ba(NO₂)₂ + 2HOH Û 2HNO₂ + Ba(OH)₂

Пример 3. Совместный гидролиз (по катиону и аниону). Гидролиз солей, образованных слабыми кислотами и слабыми основаниями, обычно протекает полностью (по катиону и аниону одновременно):

Al₂S₃ + 6H₂O ® 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S

Подобные соли не могут существовать в водном растворе, поскольку полностью гидролизуются. Примерами таких «несуществующих» солей являются карбонаты, сульфиды, сульфиты, силикаты хрома (III), алюминия, железа (III). Поэтому подобные соединения невозможно получить путем обыкновенных обменных реакций:

2CrCl₃ + 3Na₂SO₃ + 3H₂O ® 2Cr(OH)₃¯ + 6NaCl + 3SO₂

Fe₂(SO₄)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O ® 2Fe(OH)₃¯ + 3K₂SO₄ + 3CO₂

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не гидролизуются, потому что катионы и анионы этих солей не связываются с ионами Н⁺ и ОН^- воды, т. е. не образуют с ними молекул слабых электролитов. Среда растворов этих солей – нейтральная, т. к. концентрации ионов Н⁺ и ОН^- в их растворах равны, как в чистой воде. Примерами солей, не подвергающимся гидролизу, являются K₂SO₄, BaCl₂, Sr(NO₃)₂, NaJ и др., т. к. они образованы сильными кислотами и основаниями (щелочами).

20. Варианты самостоятельных работ по гидролизу солей

Вариант 1

1. Какие из ниже перечисленных солей будут подвергаться гидролизу: нитрат алюминия, карбонат бария, сульфид натрия, сульфат свинца(II), нитрат калия, сульфит железа(III)? Напишите уравнения реакций.

2. К раствору сульфида бария прилили раствор нитрата алюминия. Напишите уравнения протекающей реакции.

Вариант 2

1. Какие из ниже перечисленных солей будут подвергаться гидролизу: сульфид бария, карбонат кальция, нитрат железа(II), карбонат хрома(III), иодид серебра, хлорид натрия. Напишите уравнения реакций.

2). К раствору хлорида железа(III) прилили раствор сульфита натрия. Напишите уравнение протекающей реакции.

Вариант 3

1. Какие из ниже перечисленных солей будут подвергаться гидролизу: силикат калия, бромид бария, сульфид меди(II), сульфат алюминия, карбонат железа(III), сульфат стронция. Напишите уравнения реакций.

2. К раствору сульфата хрома (III) прилили раствор карбоната натрия (соды). Напишите уравнение протекающей реакции.

Электролитическая диссоциация

HCl « H⁺ + Cl^-

12 Следующая ⇒

Последнее изменение этой страницы: 2017-03-15; Просмотров: 2237; Нарушение авторского права страницы