Теорія електролітичної дисоціації. Реакція обміну між електролітами. Іонні рівняння
Як відомо, при розчиненні навіть без перемішування внаслідок дифузії розчин поступово стає однорідним, тобто його концентрація у всіх частинах стає однаковою.
Візьмемо випадок, коли розчин відокремлений від чистого розчинника напівпроникною перегородкою (пергамент, колодієва плівка, целофан тощо), як показано на рис. 15. Такі перегородки досить легко пропускають молекули розчинника, але не пропускають розчинену речовину. Процес урівнювання концентрацій з обох боків перегородки ускладнюється. Розчинена речовина не може проникати через перегородку розчинник. Можливе лише проникнення молекул розчинника через перегородку у розчин. Таким чином, поступово зменшуватиметься внаслідок розведення його розчинником.
Процес проникнення розчинника у розчин через напівпроникну перегородку називається осмосом. Чим вище, тим яскравіше виражений осмос.
Осмос виникає і тоді, коли напівпроникною перегородкою розділені розчини різної концентрації. У міру проникнення розчинника через напівпроникну перегородку розчин, з більшою концентрацією обсяг останнього збільшується. Тому, якщо помістити розчин у посудину з напівпроникної перетинки, приєднавши до нього вертикальну трубку, як показано на рис 15, а потім опустити цей посудину в розчинник, внаслідок збільшення об'єму розчин підніматиметься вгору трубкою. Стовп рідини, що утворюється, буде створювати певної величини тиск, який в якийсь момент викличе припинення осмосу. Сила, що врівноважує зсередини розчину тиск цього стовпа рідини, називається осмотичним тиском. Розмір осмотичного тиску вимірюється тим тиском ззовні, у якому осмос припиняється.
Рис. 15. Прилад спостереження явища осмосу. 1 - посудина з водою; 2 - напівпроникна перетинка; 3 - трубка для спостереження осмотичного тиску, що виникає; 4 – розчин.
Стінки рослинних і тваринних клітин являють собою напівпроникні перегородки, всередині яких знаходиться протоплазма. Постійно підтримується у яких обумовлює гнучкість клітин та тканин.
■ 62. За яких умов виникає осмос?
63. Що таке?
64. Яке значення має осмос для рослинних та тваринних організмів?
Теорія електролітичної дисоціації
на рубежі XVIIIі XIX століть, коли для дослідження властивостей речовин стали застосовувати електричний струм, було звернено увагу на те, що одні у водному розчині проводять електричний струм, а інші його не проводять. Надалі назвав водні розчини яких проводять електричний струм електролітами. До них були віднесені луги, кислоти, солі. Речовини, розчини яких не проводили електричний струм, були названі неелектролітами (цукор, спирт, бензол та інші органічні речовини).
В даний час, коли стали відомі типи хімічного зв'язку, Виявилося можливим пояснити таку відмінність у поведінці речовин. Явище електропровідності речовин у водних розчинахзалежить від типу хімічного зв'язку в молекулах розчинної речовини, так і розчинника.
Молекула води, як ми вже казали, є дипольом (див. стор. 32-34). Якщо у воді розчинити речовину, молекула якої має іонний типзв'язку і тому кристалічні грати його теж іонні, диполі води орієнтуються до позитивних іонів своїми негативними полюсами, а до негативних іонів - позитивними полюсами (рис.16.а). Між іонами та диполями води наростають сили електростатичного тяжіння і виникають своєрідні зв'язки, які, зрештою, розчленовують іонні кристалічні грати на окремі іони, оточені диполями води,
тому їх називають гідротованими іонами. Приблизно відбувається, якщо у воді розчиняють речовину з полярними молекулами, наприклад хлористий (див. рис. 16,б). Разом з тим, якщо молекули розчиненої речовини побудовані за ковалентним неполярним типом зв'язку, то жодних іонів у розчині не утворюється, оскільки неполярні молекули не відчувають з боку молекул води такого впливу, як молекули іонні та полярні. В основному за ковалентним неполярним типом побудовані молекули більшості органічних речовин. Тому органічні речовини зазвичай не є електролітами!
Рис. 16. Схема дисоціації хлориду натрію у воді (а) та дисоціація полярних молекул HCl у воді (б)
Таким чином, електролітами можуть бути тільки такі речовини, молекула яких побудована за іонним, або полярним, типом зв'язку атомів у молекулі. Крім цього, молекули розчинника також повинні мати полярне будову. Тільки за таких умов можна очікувати розпаду молекул на іони.
Розпад молекул електроліту на іони під впливом розчинника називається електролітичної дисоціацією.
Визначення електролітичної дисоціаціїзапишіть у зошит.
Слово «дисоціація» означає «оборотний розпад». Якщо розчин електроліту упарити, ми знову отримаємо той самий електроліт у тому кількості, як і до розчинення, оскільки відбудеться зворотний процес - моляризация.
■ 65. Чим відрізняється електроліт від неелектроліту за типом хімічного зв'язку та за поведінкою в розчині?
66. Чому для процесу електролітичної дисоціації необхідно, щоб розчинник мав дипольні молекули, А електроліт-іонний чи полярний характер хімічного зв'язку?
67. Чому речовини з неполярними молекулами не можуть бути електролітами?
68. Сформулюйте, що таке електролітична дисоціація. Вивчіть визначення напам'ять.
60. Чим відливається процес моляризації від дисоціації?
Дисоціацію електролітів у розчині вперше пояснив 1887 р. шведський вчений Арреннус. Він сформулював основні положення теорії, яка була ним названа теорією електролітичної дисоціації,
Основні положення цієї теорії такі.
1 Всі речовини, розчини яких проводять електричний струм (електроліти), під дією розчиняються, розпадаються на позитивно і негативно заряджені частинки - іони.
2. Якщо через розчин пропускати постійний електричний струм, то позитивно заряджені іони рухатимуться до негативного полюса - катода, тому вони називаються катіонами. Негативно заряджені іони переміщатимуться до позитивного полюса - анода, тому вони називаються аніонами. Загальний заряд катіонів у розчині дорівнює загальному заряду аніонів, тому розчин завжди буває електронейтральним.
3. Іони та атоми тих самих елементів дуже відрізняються один від одного за властивостями. Наприклад, іони міді мають синє забарвлення, яким зобов'язаний своїм кольором мідний купорос, а вільне - це метал червоного кольору. Атоми натрію реагують з водою, виділяючи з неї та утворюючи луг, тоді як іони натрію з водою практично не реагують.
Іони хлору безбарвні, неотруйні, не мають кольору і запаху, що видно при розгляді того ж розчину хлористого натрію, а сам -це зеленувато-жовтий
отруйний газ із характерним різким запахом.
Запишіть у зошит основні теорії.
Щоб при написанні відрізнити атом від іона, у іона праворуч угорі вказують знак заряду та її величину. Наприклад: атом натрію - Nа, а іон натрію - Na + (читається: однозарядний катіон натрію); атом міді – Сu, а іон міді – Сu 2+ (читається: «двозарядний катіон міді»); атом алюмінію - Аl, а іон алюмінію - Аl 3+ (читається: "тризарядний катіон алюмінію"), атом сірки - S, а іон сірки - S 2-; (читається: «двозарядний аніон сірки»), атом хлору Сl, а іон хлору Сl - і т. д.
■ 70. Що таке іони?
71. Чим іони від нейтральних атомів?
72. Які іони називаються катіонами, які-аніонами і чому?
73. Як відрізнити у записі іон від нейтрального атома(наведіть приклади)?
74. Назвіть такі іони: Fe 2+ , Fe 3+ , К + , Вr - .
Дисоціація основ, кислот та солей
Ми вже говорили, що на іони можуть розпадатися тільки сполуки, молекули яких побудовані за іонним або полярним типом зв'язку, розглядаючи це на прикладі NaCl і НСl. Щодо неполярних молекул, то вони у водних розчинах на іони не розпадаються.
Однак нерідко зустрічаються речовини, в молекулах яких спостерігаються обидва типи зв'язку, наприклад в молекулі їдкого натру NaOH метал пов'язаний з гідроксилом іонним зв'язком, а з киснем - ковалентною. У молекулі сірчаної кислоти H 2 SО 4 водень з кислотним залишком пов'язаний полярним зв'язком, а з киснем - ковалентним неполярним. У молекулі нітрату алюмінію Al(NO 3) 3 пов'язаний із кислотним залишком іонним зв'язком, а атоми азоту з атомами кисню-ковалентною. У таких випадках розпад молекули на іони відбувається за місцем іонного чи полярного зв'язку. Ковалентні зв'язки залишаються недисоційованими.
Зі сказаного випливає, що іонами можуть бути не тільки окремі атоми, А й групи атомів. Наприклад, гідроксил при дисоціації утворює один аніон ОН-, який так і називається гідроксил-іон. Кислотний залишок SO 4 утворює двозарядний аніон - сульфат-іон. Заряд кожного іона визначається його валентністю.
Тепер можна розглянути на які іони дисоціюють різні класи неорганічних речовин. Подібно до рівнянь хімічних реакцій, рівняння дисоціації можна також записувати. Наприклад, розпад на іони їдкого натру записують так:
NaOH = Na + + ВІН -
Іноді замість знака рівності в таких рівняннях ставлять знак оборотності ⇄ щоб показати, що дисоціація - процес оборотний і при видаленні розчинника може протікати у зворотний бік.
Гідроокис кальцію дисоціює так:
Са(ОН) 2 = Са 2+ + 2OН -
(індекс, що вказує кількість гідроксильних груп, стає коефіцієнтом).
Для перевірки правильності запису слід підрахувати сумарний позитивний зарядкатіонів та сумарний негативний заряд аніонів. Вони повинні бути рівні за абсолютної величини. У даному випадкусума позитивних зарядів +2 а негативних -2. Зі сказаного виникає визначення підстав у світлі теорії електролітичної дисоціації.
Підставами є такі електроліти, які дисоціюють у розчині з утворенням тільки катіону металу та аніонів гідроксилу.
Запишіть визначення підстав у зошит.
■ 75. Напишіть рівняння дисоціації наступних підстав, перевіривши попередньо по таблиці розчинності, чи є вони електролітами: гідроокис барію, гідроокис заліза, гідроокис калію, гідроокис стронцію, гідроокис цинку, гідроокис літію.
Розпад на іони кислот відбувається там, де має місце полярний зв'язок, тобто між атомом водню та кислотним залишком.
Наприклад, азотної кислотивиражається рівнянням:
HNO 3 = Н + + NO 3 -
У двох-і більше основних кислот дисоціація протікає ступінчасто, наприклад, у Н 2 СO 3:
Н 2 СO 3 ⇄ Н + + НСО з - (перший ступінь) НСО 3 ⇄ Н + + CO 2 3 - (другий ступінь)
Ступінчасту дисоціацію іноді зображують у вигляді безперервної рівності.
Н 2 СO 3 ⇄ Н + + НСО 3 - ⇄ 2Н + + СO 2 3 -
При ступінчастій дисоціації розпад сходами сильно зменшується, а на останнього ступенявін зазвичай дуже невеликий.
Таким чином, кислотами є електроліти, що дисоціюють у розчинах з утворенням як катіони тільки іонів водню.
Запишіть у зошит визначення кислот.
■ 76. Напишіть рівняння дисоціації наступних кислот: сірчаної, фосфорної, сірководневої, сірчистої, соляної. У разі двох- і більше основних кислот рівняння пишіть сходами.
Характер дисоціації основ і кислот залежить від радіусу та заряду іона, що утворює основу чи кислоту.
Радіус іона Na + більший за радіус іона Н + , тому електронні оболонкикисню сильніше притягують ядро водню, ніж ядро натрію. Отже, при дисоціації швидше має розриватися зв'язок Na-OН. Чим більший радіус іона, що утворює гідроокис, при тому самому заряді, тим легше відбувається дисоціація.
В одній і тій самій підгрупі гідроксид металу великим зарядом атомного ядраі, отже, з більшим іонним радіусом дисоціюватиме сильніше.
■ 77. Користуючись періодичною системою елементів Д. І. Менделєєва, вкажіть, яка з підстав дисоціюватиме сильніше: Mg(OH) 2 або Sr(ОH) 2 . Чому?
У разі близьких величин радіусів іонів, що утворюють гідроксид (або кислоту), характер дисоціації залежить від його заряду. Так, оскільки заряд іону кремнію в кремнієвій кислоті H 2 SiО 3 - Si(+4), а іона
хлору в хлорній кислоті НСlO 4 - Сl(+7), то остання сильніша. Чим більший позитивний заряд іона, тим сильніше він відштовхує позитивний іонводню. Відбувається дисоціація на кшталт кислот.
Амфотерність берилію (II період) пояснюється своєрідною рівновагою між силами відштовхування водневого іона та його тяжінням іоном берилію.
■ 78. Чому у III періоді періодичної системиД. І. Менделєєва гідроксид магнію виявляє основні властивості, гідроксид алюмінію - амфотерний, а утворює кислоту? Поясніть це, порівнявши заряди та радіуси іонів магнію, алюмінію, сірки.
Оскільки в молекулах солей між атомами металу та кислотним залишком має місце іонний зв'язок, солі дисоціюють відповідно з утворенням катіонів металу я аніонів кислотного залишку, наприклад:
Al 2 (SO 4) 3 = 2Аl 3+ + 3SO 2 4
Виходячи з цього, солями називають електроліти, що утворюють при дисоціації як катіони іони металу, а як аніони — іони кислотного залишку.
■ 79. Напишіть рівняння дисоціації таких середніх солей: фосфату натрію, нітрату магнію, хлориду алюмінію, силікату калію, карбонату натрію, сульфіду калію, нітрату міді (II), хлориду заліза (III).
Дисоціація кислих, основних та інших солей протікає трохи інакше, про що буде сказано нижче.
Ступінь дисоціації
Електролітична дисоціація – процес оборотний. Отже, одночасно з утворенням іонів йде протилежний процес - з'єднання іонів у молекули. Між ними встановлюється рівновага. Чим розбавлений розчинтим повніше відбувається дисоціація. Про повноту дисоціації судять за величиною ступеня дисоціації, що позначається буквою α.
- це відношення числа дисоційованих молекул n до загальному числумолекул N розчиненої речовини, виражене у відсотках:
Формулу та визначення ступеня дисоціації запишіть у зошит
Інакше кажучи, показує, який відсоток розчинених молекул розпався на іони.
Залежно від ступеня дисоціації розрізняють електроліти сильні та слабкі. Чим більше, тим сильніший електроліт.
За величиною розпаду іони розрізняють електроліти сильні, середні, слабкі.
Сильні електроліти, наприклад HNО 3 , НСl, H 2 SO 4 , їдкі луги і всі солі дисоціюють майже націло (на 100%), Разом з тим до сильних електролітів відносять і ті, у яких > 30%, тобто більше 30% молекул розпалося на іони. Середні електроліти, наприклад Н 3 РO 4 і H 2 SO 3 мають ступінь дисоціації в межах від 2 до 30%. Слабкі електроліти, наприклад NH 4 OH, H 2 CO 3 , H 2 S погано дисоціюють: α< 2%.
Порівняння ступеня дисоціації різних електролітів, що виробляють у розчинах однакової концентрації (найчастіше 0,1 н.), так як ступінь дисоціації сильно залежить від концентрації розчину.
На величину ступеня дисоціації впливає природа розчиненої речовини, розчинника та ряд інших зовнішніх впливів. Таким чином, коли кажуть «сильна кислота» чи « сильна основа», мають на увазі ступінь дисоціації речовини у розчині. В цьому випадку мова йдепро ці речовини як електроліти. Від ступеня дисоціації тієї чи іншої речовини залежить її поведінка у хімічній реакції та перебіг самої реакції.
■ 80. Що характеризує ступінь дисоціації?
81. Накресліть у зошиті таблицю:
На підставі прочитаного тексту наведіть у кожній графі щонайменше два приклади. 82. Що означають вирази «сильна кислота», «слабка основа»?
Реакція обміну між електролітами.Іонні рівняння
Оскільки електроліти в розчинах розпадаються на іони, то реакції електролітів повинні відбуватися між іонами.
Взаємодія іонів у розчині називається іонною реакцією.
Запишіть формулювання у зошит.
За участю іонів можуть протікати як обмінні, і окислювально-відновні реакції. Розглянемо обмінні реакції електролітів у розчині, наприклад взаємодія між двома солями:
NaCl + AgNO 3 = AgCl ↓ + NaNO 3
і як сильні електроліти дисоціюють на іони:
NaCl ⇄ Na + + Cl -
AgNO 3 ⇄ Ag + + NO 3 -
тому ліву частинурівності можна записати в такому вигляді: Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - =
Розглянемо отримані в результаті реакції речовини: AgCl речовина нерозчинна, тому вона не дисоціюватиме на іони, a NaNO 3 - сіль розчинна, чудово дисоціює на іони за схемою
NaNO 3 ⇄ Na + + NO 3 -
NaNO 3 – сильний електроліт, тому права частина рівності пишеться так:
… = Na + + NO 3 - + AgCl Рівняння в цілому матиме наступний вигляд:
Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - = Na + + NO 3 - + AgCl
Таке рівняння називається повним іонним рівнянням. Зменшуючи в цьому рівнянні подібні члени, отримуємо скорочене іонне рівняння
Ag + + Cl - = AgCl
Отже, послідовність складання іонного рівняння.
1. Написати в іонному вигляді формули вихідних продуктів (тих, що дисоціюють).
2. Написати в іонному вигляді формули одержаних продуктів (тих, що дисоціюють).
3. Перевірити, чи збігається по абсолютній величині загальна кількість позитивних і негативних зарядівіонів у лівій частині рівності, а потім у правій.
4. Перевірити, чи збігається число однойменних іонів у лівій та правій частині рівності (враховуючи атоми, що входять до складу недисоціюючої речовини).
У цьому складання повного іонного рівняння закінчується.
Запишіть послідовність складання іонного рівняння у зошит.
5. Для складання скороченого іонного рівняння слід знайти у лівій та правій частинахрівняння подібні члени з однаковими знакамиі виключити їх із рівняння, а потім записати отримане скорочене іонне рівняння.
Наведене скорочене іонне рівняння виражає сутність як цієї реакції. Напишемо кілька рівнянь реакцій, наприклад:
1) НСl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3
Н + + Cl - + Ag + + NO 3 - = H + + NO 3 - + AgCl↓
Ag + + Cl - = AgCl
2) BaCl 2 + 2AgNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2AgCl↓
Ba 2+ + 2Cl - + 2Ag + + 2NO 3 - = Ba 2+ + 2NO 3 - + 2AgCl↓
Ag + + Cl - = AgCl
3) AlCl 3 + 3AgNO 3 = Al(NO 3) 3 + 3AgCl↓
Al 3+ + 3Cl - + 3Ag + + 3NO 3 - = Al 3+ + 3NO 3 - + 3AgCl
Ag + + Cl - = AgCl
У всіх наведених прикладах скорочене іонне рівняння виходить одне й те саме. Ця обставина грає дуже важливу рольв аналітичної хіміїдля якісного аналізу
Можуть бути випадки, коли в результаті реакції утворюється (малодисоціююча речовина)
Са(ОН) 2 + 2НСl = СаСl 2 + 2Н 2 O
Са 2+ + 2OН - + 2Н + + 2Сl - = Са 2+ + 2Сl - + 2Н 2 O
H + + OH - = H 2 O
або виділяється газ
Na 2 CO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + Н 2 Про + CO2
2Na + + CO 2 3 - + 2H + + 2NO 3 - = 2Na + + 2NO 3 - + H 2 O + CO 2 ↓
2H + + CO 2 3 - = H 2 O + CO 2
Як відомо, існують умови протікання до кінця реакцій обміну: 1) якщо утворюється осад; 2) якщо виділяється газ і 3) якщо утворюється . Всі ці умови з позиції теорії електролітичної дисоціації можна сформулювати так: реакції обміну протікають до кінця, якщо в результаті реакції утворюються недисоціюючі або малодисоціюючі речовини.
У тих випадках, коли обидві отримані речовини добре дисоціюють, реакція оборотна, наприклад:
2КСl + Na 2 SO 4 ⇄ 2NaCl + K 2 SO 4
Завдання №7 із рішеннями.
Розберемо завдання №7 із ОДЕ за 2016 рік.
Завдання із рішеннями.
Завдання №1.
Тільки катіони калію та фосфат-аніони утворюються при дисоціації речовини, формула якої
1. KHPO4
2. Ca3(PO4)2
3. KH2PO4
4. K3PO4
Пояснення:якщо при дисоціації утворюються лише катіони калію та фосфат-іони, значить тільки ці іони і входять до складу потрібної речовини. Підтвердимо рівнянням дисоціації:
K3PO4 → 3K+ + PO4³‾
Правильна відповідь – 4.
Завдання №2.
До електролітів відноситься кожна з речовин, формули яких
1. N2O, KOH, Na2CO3
2. Cu(NO3)2, HCl, Na2SO4
3. Ba(OH)2, NH3xH2O, H2SiO3
4. CaCl2, Cu(OH)2, SO2
Пояснення:електроліти - речовини, що проводять електричний струм внаслідок дисоціації на іони у розчинах та розплавах. Отже, електроліти – розчинні речовини.
Правильна відповідь – 2.
Завдання №3.
При повній дисоціації сульфіду натрію утворюються іони
1. Na+ та HS‾
2. Na+ та SO3²‾
3. Na+ та S²‾
4. Na+ та SO4²‾
Пояснення:напишемо рівняння дисоціації сульфіду натрію
Na2S → 2Na+ + S²‾
Отже, правильна відповідь - 3.
Завдання №4.
У переліку іонів
А. Нітрат-іон
Б. Іон амонію
В. Гідроксид-іон
Г. Іон водню
Д. Фосфат-іон
Е. Іон магнію
катіонами є:
1. БГД 2. БГЕ 3. АГЕ 4. ВГЕ
Пояснення:катіони-позитивні частинки, наприклад, іони металів або іон водню. З перерахованих - це іон амонію, іон водню та магнію. Правильна відповідь – 2.
Завдання №5.
Чи вірні такі міркування про електролітичну дисоціацію солей?
А. Всі солі при дисоціації утворюють катіони металів, катіони водню та аніони кислотних залишків
Б. Солі в процесі дисоціації утворюють катіони металів та аніони кислотних залишків.
1. Правильно лише А
2. Правильно лише Б
3. Вірні обидва судження
4. Обидві судження невірні
Пояснення:тільки кислі соліпри дисоціації утворюють катіони водню, отже, А-невірно, тоді як Б - правильно. Наведемо приклад:
NaCl → Na+ + Cl‾
Правильна відповідь – 2.
Завдання №6.
Однакове числомолей катіонів та аніонів утворюється при повній дисоціації у водному розчині 1 моль
1. KNO3
2. CaCl2
3. Ba(NO3)2
4. Al2(SO4)3
Пояснення:у цьому рівнянні ми можемо або написати рівняння дисоціації та подивитися на отримані коефіцієнти, або подивитися на індекси у формулах даних солей. Однакове число молей є лише у молекули KNO3:
KNO3 → K+ + NO3‾
Правильна відповідь – 1.
Завдання №7.
Хлорид-іони утворюються в процесі дисоціації речовини, формула якої
1. KClO3
2. AlCl3
3. NaClO
4. Cl2O7
Пояснення:Серед наведених речовин хлорид-іони є лише в молекулі хлориду алюмінію – AlCl3. Наведемо рівняння дисоціації цієї солі:
AlCl3 → Al3+ + 3Cl‾
Правильна відповідь – 2.
Завдання №8.
Іони водню утворюються при дисоціації речовини, формула якої
1. H2SiO3
2. NH3xH2O
3. HBr
4. NaOH
Пояснення:іони водню входять, серед перерахованих, тільки HBr: HBr → H+ + Br‾
(H2SiO3 у розчині дисоціює на Н2О та SiO2)
Правильна відповідь – 3.
Завдання №9.
У переліку речовин:
А. Сірчана кислота
Б. Кисень
В. Гідроксид калію
Г. Глюкоза
Д. Сульфат натрію
Е. Етиловий спирт
до електролітів відносяться:
1. ДЕ 2. АБГ 3. ВДЕ 4. АВД
Пояснення:електроліти – це сильні кислоти, основи або солі. Серед перерахованих – це сірчана кислота (H2SO4), гідроксид калію (KOH), сульфат натрію (Na2SO4). Правильна відповідь – 4.
Завдання №10.
У процесі дисоціації фосфат-іони утворюють кожну з речовин, формули яких
1. H3PO4, (NH4)3PO4, Cu3(PO4)2
2. Mg3(PO4)2, Na3PO4, AlPO4
3. Na3PO4, Ca3(PO4)2, FePO4
4. K3PO4, H3PO4, Na3PO4
Пояснення:як і в попередньому завданні, тут нам потрібно знати, що електроліти - це сильні кислоти або розчинні солі, як, наприклад, у №4:
K3PO4 → 3K+ + PO4³‾
H3PO4 → 3H+ + PO4³‾
Na3PO4 → 3Na+ + PO4³‾
Правильна відповідь – 4.
Завдання для самостійного вирішення.
1. Іони водню та кислотного залишку утворюються в процесі електролітичної дисоціації:
1. Води
2. Азотна кислота
3. Кремнієвої кислоти
4. Нітрату калію
2. Електролітами є кожна з речовин, формули яких:
1. KOH, H2O(дист), CaCl2
2. BaSO4, Al(NO3)3, H2SO4
3. BaCl2, H2SO4, LiOH
4. H2SiO3, AgCl, HCl
3. Чи вірні такі міркування про електроліти?
А. Азотна та сірчана кислотиє сильними електролітами
Б. Сірководень у водному розчині повністю розпадається на іони
1. Правильно лише А
2. Правильно лише Б
3. Вірні обидва судження
4. Обидві судження невірні
4. Електролітом є кожна з двох речовин
1. Сульфід міді (II) та етанол
2. Соляна кислота та сульфат калію
3. Оксид ртуті (II) та сульфат кальцію
4. Карбонат магнію та оксид азоту (I)
5. У водному розчині ступінчасто дисоціює
1. Нітрат міді (II)
2. Азотна кислота
3. Сірчана кислота
4. Гідроксид натрію
6. Чи вірні наступні судження про електроліти
А. Гідроксид берилію та гідроксид заліза (III) є сильними електролітами
Б. Нітрат срібла у водному розчині повністю розпадається на іони
1. Правильно лише А
2. Правильно лише Б
3. Вірні обидва судження
4. Обидві судження невірні
7. Сульфат-іони утворюються в процесі дисоціації
1. Сульфіду калію
2. Сірководневої кислоти
3. Сульфіду міді
4. Сульфату барію
8. Загальні хімічні властивості гідроксиду натрію та гідроксиду барію обумовлені
1. Наявністю в їх розчинах іонів натрію та барію
2. Їхньою гарною розчинністю у воді
3. Наявністю у складі трьох елементів
4. Наявністю в їх розчинах гідроксид-іонів
9. Катіоном є
1. Сульфат-іон
2. Іон натрію
3. Сульфід-іон
4. Сульфіт-іон
10. Аніон є
1. Іон кальцію
2. Силікат-іон
3. Іон магнію
4. Іон амонію
Надані завдання було взято зі збірки для підготовки до ОДЕ з хімії авторів: Корощенко О.С. та Купцової А.А.
Електроліти та неелектроліти
З уроків фізики відомо, що розчини одних речовин здатні проводити електричний струм, а інших – ні.
Речовини, розчини яких проводять електричний струм, називаються електролітами.
Речовини, розчини яких не проводять електричний струм, називаються неелектролітами. Наприклад, розчини цукру, спирту, глюкози та деяких інших речовин не проводять електричний струм.
Електролітичні дисоціація та асоціація
Чому ж розчини електролітів проводять електричний струм?
Шведський вчений С. Арреніус, вивчаючи електропровідність різних речовин, дійшов 1877 р. до висновку, що причиною електропровідності є наявність у розчині іонівякі утворюються при розчиненні електроліту у воді
Процес розпаду електроліту на іони називається електролітичною дисоціацією.
С. Арреніус, який дотримувався фізичної теорії розчинів, не враховував взаємодії електроліту з водою та вважав, що у розчинах знаходяться вільні іони. На відміну від нього російські хіміки І. А. Каблуков та В. А. Кістяковский застосували до пояснення електролітичної дисоціації хімічну теоріюД. І. Менделєєва та довели, що при розчиненні електроліту відбувається хімічна взаємодіярозчиненої речовини з водою, що призводить до утворення гідратів, а потім вони дисоціюють на іони. Вони вважали, що в розчинах знаходяться не вільні, не голі іони, а гідратовані, тобто одягнені в шубку з молекул води.
Молекули води є диполі(два полюси), оскільки атоми водню розташовані під кутом 104,5°, завдяки чому молекула має кутову форму. Молекула води схематично представлена нижче.
Як правило, найлегше дисоціюють речовини з іонним зв'язкомі, відповідно, з іонною кристалічною решіткоютому що вони вже складаються з готових іонів. При їх розчиненні диполі води орієнтуються протилежно зарядженими кінцями навколо позитивних і негативних іонівелектроліту.
Між іонами електроліту та диполями води виникають сили взаємного тяжіння . В результаті зв'язок між іонами слабшає і відбувається перехід іонів з кристала в розчин. Очевидно, що послідовність процесів, що відбуваються при дисоціації речовин з іонним зв'язком (солей та лугів), буде такою:
1) орієнтація молекул (диполів) води у іонів кристала;
2) гідратація (взаємодія) молекул води з іонами поверхневого шару кристала;
3) дисоціація (розпад) кристала електроліту на гідратовані іони.
Спрощені процеси можна відобразити за допомогою наступного рівняння:
Аналогічно дисоціюють і електроліти, у молекулах яких ковалентний зв'язок(наприклад, молекули хлороводню HCl, дивись нижче); тільки в цьому випадку під впливом диполів води відбувається перетворення ковалентного полярного зв'язку на іонну; послідовність процесів, що відбуваються при цьому, буде такою:
1) орієнтація молекул води навколо полюсів молекул електроліту;
2) гідратація (взаємодія) молекул води із молекулами електроліту;
3) іонізація молекул електроліту (перетворення ковалентного полярного зв'язку на іонну);
4) дисоціація (розпад) молекул електроліту на гідратовані іони.
Спрощено процес дисоціації соляної кислоти можна відобразити за допомогою наступного рівняння:
Слід враховувати, що в розчинах електролітів гідратовані іони, що хаотично рухаються, можуть зіткнутися і знову об'єднатися між собою. Цей зворотний процес називається асоціацією. Асоціація у розчинах відбувається паралельно з дисоціацією, тому у рівняннях реакцій ставлять знак оборотності.
Властивості гідратованих іонів відрізняються від негідратованих властивостей. Наприклад, негідратований іон міді Cu 2+ - білий у безводних кристалах сульфату міді (II) і має блакитний колір, коли гідратований, тобто пов'язаний з молекулами води Cu 2+ nH 2 O. Іони гідратовані мають як постійне, так і змінне кількість молекул води.
Ступінь електролітичної дисоціації
У розчинах електролітів поряд з іонами є і молекули. Тому розчини електролітів характеризуються ступенем дисоціаціїяка позначається грецькою літероюа ("альфа").
Це відношення числа частинок, що розпалися на іони (N g), до загального числа розчинених частинок (N p).
Ступінь дисоціації електроліту визначається дослідним шляхом і виявляється у частках чи відсотках. Якщо а = 0, то дисоціація відсутня, і якщо а = 1, чи 100 %, то електроліт повністю розпадається на іони. Різні електроліти мають різний ступіньдисоціації, т. е. ступінь дисоціації залежить від природи електроліту. Вона також залежить від концентрації: з розведенням розчину ступінь дисоціації збільшується.
За ступенем електролітичної дисоціації електроліти поділяються на сильні та слабкі.
Сильні електроліти– це електроліти, які при розчиненні у воді практично повністю дисоціюють на іони. У таких електролітів значення ступеня дисоціації прагне одиниці.
До сильних електролітів належать:
1) усі розчинні солі;
2) сильні кислоти, наприклад: H 2 SO 4 HCl, HNO 3 ;
3) усі луги, наприклад: NaOH, KOH.
Слабкі електроліти- це електроліти, які при розчиненні у воді майже не дисоціюють на іони. У таких електролітів значення ступеня дисоціації прагне нуля.
До слабких електролітів належать:
1) слабкі кислоти - H2S, H2CO3, HNO2;
2) водний розчин аміаку NH 3 H 2 O;
4) деякі солі.
Константа дисоціації
У розчинах слабких електролітів внаслідок їхньої неповної дисоціації встановлюється динамічна рівновага між недисоційованими молекулами та іонами. Наприклад, для оцтової кислоти:
Можна застосувати до цієї рівноваги закон діючих масі записати вираз константи рівноваги:
Константу рівноваги, що характеризує процес дисоціації слабкого електроліту, називають константою дисоціації.
Константа дисоціації характеризує здатність електроліту (кислоти, основи, води) дисоціювати на іони. Чим більше константа, тим легше електроліт розпадається на іони, отже, тим він сильніший. Значення констант дисоціації для слабких електролітів наводяться у довідниках.
Основні положення теорії електролітичної дисоціації
1. При розчиненні у воді електроліти дисоціюють (розпадаються) на позитивні та негативні іони.
Іони- це одна із форм існування хімічного елемента. Наприклад, атоми металу натрію Na 0 енергійно взаємодіють з водою, утворюючи при цьому луг (NaOH) і водень Н 2 в той час як іони натрію Na + таких продуктів не утворюють. Хлор Cl 2 має жовто-зелений колір і різкий запах, отруйний, а іони хлору Cl - безбарвні, не отруйні, позбавлені запаху.
Іони- це позитивно або негативно заряджені частинки, на які перетворюються атоми або групи атомів одного або декількох хімічних елементіввнаслідок віддачі або приєднання електронів.
У розчинах іони безладно пересуваються у різних напрямках.
За складом іони поділяються на прості- Cl - , Na + і складні- NH 4 +, SO 2 -.
2. Причиною дисоціації електроліту у водних розчинах є його гідратація, тобто взаємодія електроліту з молекулами води та розрив хімічного зв'язку у ньому.
Внаслідок такої взаємодії утворюються гідратовані, тобто пов'язані з молекулами води, іони. Отже, за наявності водної оболонки іони поділяються на гідратовані(У розчинах і кристалогідратах) і негідратовані(У безводних солях).
3. Під дією електричного струмупозитивно заряджені іони рухаються до негативного полюса джерела струму - катоду і тому називаються катіонами, а негативно заряджені іони рухаються до позитивного полюса джерела струму - анода і тому називаються аніонами.
Отже, існує ще одна класифікація іонів. за знаком їхнього заряду.
Сума зарядів катіонів (Н + , Na + , NH 4 + , Cu 2+) дорівнює сумі зарядів аніонів (Cl - , OH - , SO 4 2-), внаслідок чого розчини електролітів (HCl, (NH 4) 2 SO 4 , NaOH, CuSO 4) залишаються електронейтральними.
4. Електролітична дисоціація – процес оборотний для слабких електролітів.
Поряд із процесом дисоціації (розпад електроліту на іони) протікає і зворотний процес - асоціація(з'єднання іонів). Тому в рівняннях електролітичної дисоціації замість знака рівності ставлять знак оборотності, наприклад:
5. Не всі електроліти однаковою мірою дисоціюють на іони.
Залежить від природи електроліту та його концентрації. Хімічні властивостіРозчини електролітів визначаються властивостями тих іонів, які вони утворюють при дисоціації.
Властивості розчинів слабких електролітів обумовлені молекулами та іонами, що утворилися в процесі дисоціації, що знаходяться в динамічній рівновазі один з одним.
Запах оцтової кислоти обумовлений наявністю молекул CH 3 COOH, кислий смак та зміна забарвлення індикаторів пов'язані з наявністю в розчині іонів H + .
Властивості розчинів сильних електролітів визначаються властивостями іонів, які утворюються за їх дисоціації.
Наприклад, загальні властивості кислот, такі як кислий смак, зміна забарвлення індикаторів та ін, обумовлені наявністю в їх розчинах катіонів водню (точніше, оксонія іонів H 3 O +). Загальні властивостілугів, такі як милкість на дотик, зміна забарвлення індикаторів та ін. пов'язані з присутністю в їх розчинах гідроксид-іонів OH - , а властивості солей - з розпадом їх у розчині на катіони металу (або амонію) та аніони кислотних залишків.
Відповідно до теорії електролітичної дисоціації всі реакції у водних розчинах електролітів є реакціями між іонами. Цим обумовлена висока швидкість багатьох хімічних реакцій у розчинах електролітів.
Реакції, що протікають між іонами, називають іонними реакціями
, а рівняння цих реакцій - іонними рівняннями.
Реакції іонного обміну у водних розчинах можуть протікати:
1. Необоротно, до кінця.
2. Оборотно, тобто протікати одночасно у двох протилежних напрямках. Реакції обміну між сильними електролітами в розчинах протікають до кінця або практично незворотні, коли іони, з'єднуючись один з одним, утворюють речовини:
а) нерозчинні;
б) малодисоціюючі ( слабкі електроліти);
в) газоподібні.
Наведемо кілька прикладів молекулярних та скорочених іонних рівнянь:
Реакція необоротнаодин з її продуктів - нерозчинна речовина.
Реакція нейтралізації необоротна, т. К. Утворюється малодисоціююча речовина - вода.
Реакція необоротна, т. К. Утворюється газ CO 2 і малодисоціююча речовина - вода.
Якщо серед вихідних речовин і серед продуктів реакції є слабкі електроліти або малорозчинні речовини, такі реакції є оборотними, тобто до кінця не протікають.
У оборотних реакціяхрівновага зміщується у бік утворення найменш розчинних чи найменш дисоційованих речовин.
Наприклад:
Рівновага зміщується у бік утворення слабшого електроліту - H 2 O. Однак до кінця така реакція протікати не буде: у розчині залишаються недисоційовані молекули оцтової кислоти та гідроксид-іони.
Якщо вихідні речовини- сильні електроліти, які при взаємодії не утворюють нерозчинних або малодисоціюючих речовин або газів, такі реакції не протікають: при змішуванні розчинів утворюється суміш іонів.
Довідковий матеріал для проходження тестування:
таблиця Менделєєва
Таблиця розчинності
