Степень диссоциации
Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации.
Степень электролитической диссоциации (α) – отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы (nрасп.), к количеству вещества электролита, поступившего в раствор (nобщ.):
Степень диссоциации также выражают в процентах, тогда 0% < α < 100%.
Степень электролитической диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации в растворе и температуры. С разбавлением и с повышением температуры степень электролитической диссоциации возрастает.
Оценить силу различных электролитов можно, сравнивая степень их электролитической диссоциации при одинаковых условиях:
Пособие–памятка по теме:«электролитическая диссоциация» (9 класс). | методическая разработка по химии (9 класс) на тему: | образовательная социальная сеть
Электролитическая диссоциация
Электролитическая диссоциация – распад электролитов в водных растворах на ионы.
ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ (ТЭД), С.А. Аррениус:
- Электролиты в водных растворах диссоциируют на ионы: положительные (катионы) и отрицательные (анионы). Перешедшие в раствор ионы окружены молекулами воды – гидратированы.
- Сумма зарядов положительных ионов равна сумме зарядов отрицательных ионов (раствор в целом электронейтрален)
- Процесс электролитической диссоциации обратимый. Наряду с диссоциацией происходит обратный процесс – ассоциация ионов.
Процесс диссоциации записывают в виде уравнений (уравнений электролитической диссоциации):
KCl = K Cl–; Al2(SO4)3 = 2Al3 3SO42-; H3PO4 ↔ H H2PO4–
СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ
Сила электролита определяется степенью диссоциации ά. На степень диссоциации влияют: виды связей в веществе, природа растворителя, концентрация раствора (с уменьшением концентрации ά увеличивается), температура ( с ростом t ά увеличивается, т.к. диссоциация – процесс эндотермический).
Сильные электролиты диссоциированы практически нацело. В растворе нет молекул, есть только ионы.
сильные кислоты (не все кислоты!)- HNO3– азотная; HCl– соляная; H2SO4-серная; HBr- бромоводородная; HI- иодоводородная
сильные основания (все щелочи) – LiOH – гидроксид лития; NaOH – гидроксид натрия; KOH – гидроксид калия; Ca(OH)2 – гидроксид кальция; Ba(OH)2 – гидроксид бария
все растворимые соли
Неперечисленные вещества являются слабыми или средней силы электролитами или неэлектролитами.
Н2О – очень слабый электролит.
Кислоты, основания и соли в свете ТЭД
Кислоты – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода
HNO3 = Н NO3– H2SO4 = 2Н SO42- сероводородная кислота Н2S ↔ Н НS–
Знак обратимости ↔ используется в уравнениях диссоциации
слабых и средней силы электролитов
Основания – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид – ионов (ОН–)
KOH = K OH– Ba(OH)2 = Ba2 2OH–
Соли – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков
К3РО4 = 3K PO42- Al2(SO4)3 = 2Al3 3SO42-
Формулы и заряды катионов металлов и анионов кислотных остатков есть в
таблице растворимости кислот, оснований, солей !
Итак.
1.Электролиты в водных растворах диссоциируют:
- кислота = катионы водорода анион кислотного остатка HCl = H Cl–
- основание = катион металла и гидроксид-анионы NaOH = Na OH–
- соль = катионы металла анионы кислотного остатка КCl = К Cl–
2. Индекс в формуле вещества становится коэффициентом перед формулой иона в уравнении диссоциации
Na2CO3 = 2Na CO32- FeCl3 = Fe3 3Cl–
ИОННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Реакции, протекающие с участием растворов электролитов, являются реакциями между ионами. Их принято записывать с помощью ионных уравнений.
Правила составления ионных уравнений:
- Напишите молекулярное уравнение (не забудьте про коэффициенты). По таблице растворимости определите растворимость всех веществ и запишите над формулами
Р Р Н Р
Na2SO4 BaCl2 = BaSO4↓ 2NaCl
- Перепишите это уравнение, записывая сильные электролиты как сумму соответствующих ионов, а слабые электролиты, нерастворимые и газообразные вещества – в молекулярной форме. Получите полное ионное уравнение
2Na SO42- Ba2 2Cl– = BaSO4↓ 2Na 2Cl–
- «Сократите» одинаковые ионы (выделены курсивом) в левой и правой части уравнения и запишите сокращенное ионно-молекулярное уравнение, отражающее суть процесса (показывает участвующие в реакции частицы и продукты реакции)
Ba2 SO42- = BaSO4↓
Реакции в растворах могут протекать: 1)необратимо; 2) обратимо; 3) практически не идут
Реакции идут до конца (необратимо), если концентрация
ионов в растворе уменьшается за счет связывания их c образованием:
А) нерастворимых и малорастворимых веществ
p p н p
KCl AgNO3 = AgCl↓ KCl
K Cl– Ag NO3– = AgCl↓ K NO3–
Ag Cl– = AgCl↓
p p н р
2H3PO4 3BaCl2 = Ba3(PO4)2↓ 6HCl (H3PO4 – не сильный электролит, H3PO4↔Н H2PO4–.
Иногда H3PO4 записывают в недиссоциированном виде)
Вариант 1. 2H3PO4 3Ba2 6Cl– = Ba3(PO4)2↓ 6H 6Cl–
2H3PO4 3Ba2 = Ba3(PO4)2↓ 6H
Вариант 2. 2H 2H2PO4– 3Ba2 6Cl– = Ba3(PO4)2↓ 6H 6Cl–
2H2PO4– 3Ba2 = Ba3(PO4)2↓ 4H
В) газов
р р р
K2S 2HCl = 2KCl H2S↑ (↑ – газ)
2K S2- 2H 2Cl– = 2K 2Cl– H2S↑
2H S2- = H2S↑
Газ получается также при образовании нестойких: угольной кислоты H2CO3 = H2O CO2↑
сернистой кислоты H2SO3 = H2O SO2↑
гидроксида аммония NH4OH = H2O NH3↑
например:
p p p
Na2CO3 2HCl = 2NaCl CO2↑ H2O
2Na CO32- 2H 2Cl– = 2Na 2Cl– CO2↑ H2O
CO32- 2H = CO2↑ H2O
В) слабых электролитов (обычно воды):
р р p
Ba(OH)2 2HCl = BaCl2 2H2O
Ba2 2OH– 2H 2Cl– = Ba2 2Cl– 2H2O
2H 2OH– = 2H2O
упростим коэффициенты H OH– = H2O
Пример реакции, которая не идет до конца:
p p p p
2NaCl Ba(NO3)2 = BaCl2 2NaNO3
2Na 2Cl– Ba2 2NO3– = Ba2 2Cl– 2Na 2NO3–
Все ионы «сокращаются» – нет ионов, связывающихся и образующих продукты реакции.
