как понять что электролит а что нет

Теория электролитической диссоциации

Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые электролиты.

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.

Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

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

Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.

К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.

В чем же суть процесса электролитической диссоциации?

NaCl = Na + + Cl –

При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.

Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:

Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.

N_{продисс} — это число продиссоциировавших молекул,

N_исх — это исходное число молекул.

По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные и слабые.

Сильные электролиты (α≈1):

1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH₃COOK, формиат натрия HCOONa и др.)

2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO₃, H₂SO₄ (по первой ступени), HClO₄ и др.;

3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е. степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ. В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.

Слабые электролиты (α

1. Слабые кислоты, в т.ч. органические;

2. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH₄OH;

3. Нерастворимые и некоторые малорастворимые соли (в зависимости от растворимости).

Неэлектролиты:

1. Оксиды, не взаимодействующие с водой (взаимодействующие с водой оксиды при растворении в воде вступают в химическую реакцию с образованием гидроксидов);

2. Простые вещества;

3. Большинство органических веществ со слабополярными или неполярными связями (альдегиды, кетоны, углеводороды и т.д.).

Как диссоциируют вещества? По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты диссоциируют полностью (в насыщенных растворах), в одну ступень, все молекулы распадаются на ионы, практически необратимо. Обратите внимание — при диссоциации в растворе образуются только устойчивые ионы. Самые распространенные ионы можно найти в таблице растворимости — это ваша официальная шпаргалка на любом экзамене. Степень диссоциации сильных электролитов примерно равна 1. Например, при диссоциации фосфата натрия образуются ионы Na + и PO₄ 3– :

Диссоциация слабых электролитов : многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо. Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц. Например, угольная кислота:

HCO₃ – ↔ H + + CO₃ 2–

Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:

Mg(OH)₂ ⇄ Mg(OH) + OH –

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –

Кислые соли диссоциируют также ступенчато, сначала разрываются ионные связи, затем — ковалентные полярные. Например, гидрокабонат калия и гидроксохлорид магния:

KHCO₃ ⇄ K + + HCO₃ – (α=1)

HCO₃ – ⇄ H + + CO₃ 2– (α + + Cl – (α=1)

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α 1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы.

2. Причина диссоциации электролиты в воде – это его гидратация, т.е. взаимодействие с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

3. Под действием внешнего электрического поля положительно заряженные ионы двигаюися к положительно заряженному электроду — катоду, их называют катионами. Отрицательно заряженные электроны двигаются к отрицательному электроду – аноду. Их называют анионами.

4. Электролитическая диссоциация происходит обратимо для слабых электролитов, и практически необратимо для сильных электролитов.

5. Электролиты могут в разной степени диссоциировать на ионы — в зависимости от внешних условий, концентрации и природы электролита.

6. Химические свойства ионов отличаются от свойств простых веществ. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые из него образуются при диссоциации.

1. При неполной диссоциации 1 моль соли общее количество положительных и отрицательных ионов в растворе составило 3,4 моль. Формула соли – а) K₂S б) Ba(ClO₃)₂ в) NH₄NO₃ г) Fe(NO₃)₃

Решение: для начала определим силу электролитов. Это легко можно сделать по таблице растворимости. Все соли, приведенные в ответах — растворимые, т.е. сильные электролиты. Далее, запишем уравнения электролитической диссоциации и по уравнению определим максимально число ионов в каждом растворе:

Источник

Определение сильных и слабых электролитов

Что такое электролиты — общие понятия

Электролиты — это вещества, которые могут проводить электрический ток после распада на ионы (или диссоциации). Это происходит в растворах и расплавах или, если электролит является твердым, — в кристаллических решетках. Примеры электролитов:

Для электролитов характерна сильно полярная ковалентная или ионная химическая связь. В противном случае вещество не способно распадаться на ионы в растворах и расплавах, вследствие чего они не проводят электрический ток. К неэлектролитам в химии относят вещества с ковалентной слабо полярной связью (в основном, это органические соединения, например, глицерин, сахароза и т.д.) и вещества с ковалентной неполярной связью (простые вещества неметаллы, например, водород, сера и т.д.)

Впервые теорию электролитической диссоциации (распада электролитов на ионы) предложил шведский физик и химик С. Аррениус. Он обнаружил, что в растворах, проводящих ток, содержится больше частиц и сделал вывод о том, что в растворах и расплавах эти виды веществ распадаются на ионы.

Наблюдая за движением частиц, ученый также установил, что они обладают различными зарядами. Так положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные — анионами.

Определение сильных и слабых, как распознать

Аррениус является автором теории электролитической диссоциации. Под этим понятием подразумевается процесс, при котором вещество распадается на отдельные ионы. Степень диссоциации зависит от характера электролита и вычисляется по формуле:

α = ( N д и с ) / ( N о б щ ) × 100 %

Краткий вид формулы:

α = ( N д и с ) / ( N о б щ )

Если этот показатель превышает 30% (или 0,3), то электролит считается сильным. В уравнении их распада ставится знак «→», поскольку процесс необратимый. К подобным относятся:

Если степень диссоциации меньше 3% (или 0,03), то такие электролиты называют слабыми. Реакции с ними обратимы, поэтому используется знак «⇄» или «↔». К подобным относятся:

Источник

Содержание:

Электролиты и неэлектролиты:

Еще в начале XIX в. ученые сделали важное наблюдение: электрический ток могут проводить не только металлы, но и растворы многих веществ, например уксусной кислоты, поваренной соли и др.

Электропроводность раствора можно установить с помощью прибора, изображенного на рисунке 14. Два электрода помещают в раствор и соединяют с источником тока. Если раствор проводит электрический ток, то цепь замыкается, о чем свидетельствуют показание вольтметра или загоревшаяся лампочка.

При погружении электродов в дистиллированную воду лампочка не загорается. Чистая вода не проводит электрический ток (рис. 15). Не проводит ток и сухая поваренная соль NaCl, если в нее погрузить электроды. Водный раствор этой же соли проводит электрический ток. Можно сделать вывод, что в растворе имеются носители электрического тока — заряженные частицы (ионы). Точно так же ведут себя в растворах и другие соли, а также щёлочи и кислоты. Безводные

кислоты — очень плохие проводники электрического тока, но водные растворы многих кислот являются хорошими проводниками. Электропроводными являются также расплавы ионных соединений — солей и щелочей.

Исследуем электропроводность растворов и таких веществ, как сахароза, глюкоза, спирт. Мы видим, что лампочка в приборе не загорается. Следовательно, водные растворы этих веществ не проводят электрический ток. Это объясняется тем, что такие вещества состоят из молекул, которые переходят в раствор, не распадаясь на ионы.

Результаты испытаний электропроводности веществ в исходном (твердом, жидком или газообразном) состоянии и их водных растворов отражены в таблице 10.

Таблица10. Электропроводность некоторых веществ и их растворов

Известный английский физик Майкл Фарадей предложил разделить все вещества в зависимости от их способности проводить ток в растворенном или расплавленном состоянии на электролиты и неэлектролиты (рис. 16). Термин «электролит» происходит от греческого слова литос — растворенный (разложенный).

Вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

К электролитам относятся соединения с ионным типом связи. Это соли и др.) и основания Кристаллы этих веществ построены из ионов, закономерно расположенных в узлах кристаллической решетки и удерживаемых в таком положении электростатическими силами. В процессе растворения этих электролитов в воде образующие их ионы переходят в раствор.

Электролитами являются и многие кислоты — вещества, образованные молекулами с ковалентными полярными связями и др.).

Вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

Неэлектролитами является большинство органических веществ, таких как сахароза, спирт, глицерин, простые вещества неметаллов и др. Они существуют в виде неполярных или малополярных молекул, которые при растворении в воде распределяются между ее молекулами.

По способности проводить электрический ток в растворах и расплавах вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты — это вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

Электролитами являются ионные соединения (основания, соли) и большинство кислот.

Электролитическая диссоциация веществ

Почему растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток? Для ответа на этот вопрос шведский ученый Сванте Аррениус в 1887 г. детально изучил поведение веществ в водных растворах и выдвинул теорию, которая получила название теории электролитической диссоциации. Термин «диссоциация» происходит от латинского слова dissociatio — разъединение, распад.

Теория электролитической диссоциации

Электрический ток — это направленное движение заряженных частиц. Какие же частицы являются носителями электрического тока в растворах? В результате многочисленных экспериментов Аррениус установил, что растворы электролитов содержат больше частиц, чем их было в исходном веществе. Например, если в воде растворить хлороводород химическим количеством 1 моль, в растворе суммарное число частиц будет 2 моль, а 1 моль хлорида алюминия образует 4 моль частиц. Учитывая, что кристаллы хлорида алюминия имеют ионное строение, мы можем утверждать, что ионы алюминия и хлорид-ионы в воде переходят в раствор. Объяснения этих наблюдений явились основой теории электролитической диссоциации. Согласно этой теории, при растворении в воде или при расплавлении электролиты распадаются (диссоциируют) на ионы — положительно и отрицательно заряженные частицы.

Электролитическая диссоциация — это распад электролитов на ионы в водных растворах или расплавах.

При диссоциации электролитов образуются как простые ионы, состоящие из одного атома и др.), так и сложные ионы, состоящие из нескольких атомов и др.).

Обратите внимание:

При обозначении заряда иона справа вверху от его формулы сначала записывают цифру, а потом знак + или –. При обозначении же степени окисления атома, как вы уже знаете, над символом элемента сначала записывается знак + или –, а потом — число.

Для обозначения заряженных частиц Аррениус использовал термин «ион», предложенный ранее М. Фарадеем. Слово «ион» в переводе с греческого означает «движущийся, идущий, странствующий». В растворах ионы непрерывно перемещаются («странствуют») в различных направлениях.

Главной причиной электролитической диссоциации в водных растворах является взаимодействие электролитов с молекулами воды. Такое взаимодействие называется гидратацией.

При погружении кристалла ионного соединения в воду полярные молекулы воды (диполи) притягиваются к ионам, находящимся на поверхности кристалла: отрицательными полюсами — к положительно заряженным ионам, а положительными полюсами — к отрицательно заряженным. Под действием молекул воды ионы отрываются от кристалла и переходят в раствор. При этом каждый отдельный ион оказывается окруженным диполями воды (рис. 17). Такие ионы называются гидратированными ионами.

Процесс электролитической диссоциации изображают химическим уравнением, в котором вместо знака равенства пишут либо одну, либо две противоположно направленные стрелки Обычно в уравнениях электролитической диссоциации не указывают формулы молекул воды, связанных с ионами в растворе:

При составлении уравнений электролитической диссоциации руководствуются следующими правилами. В левой части уравнения записывают формулу вещества-электролита, а в правой — формулы ионов, на которые распадается электролит. Их число указывают с помощью коэффициентов:

Обратите внимание: сложные ионы, например в процессе диссоциации не разрушаются!

В молекулах с ковалентной связью ионов нет. Если в веществе ковалентная связь является малополярной, то при его растворении в воде разрываются только слабые связи между молекулами, а сами молекулы вещества остаются целыми, т. е. не распадаются на ионы и равномерно распределяются по всему объему раствора. Но что происходит при растворении в воде веществ с сильно полярной ковалентной связью, например газа хлороводорода HCl?

Когда полярная молекула хлороводорода попадает в воду, к той ее части, где сосредоточен положительный заряд, молекулы воды притягиваются своими отрицательными полюсами. К той части молекулы HCl, которая заряжена отрицательно, молекулы воды притягиваются положительными полюсами. В результате под действием диполей воды ковалентная полярная связь в молекуле хлороводорода разрывается с образованием гидратированных ионов водорода и хлора, которые переходят в раствор (рис. 18):

Диссоциация молекул других кислот (иодоводородной, азотной, серной и др.) протекает в водных растворах сходным образом.

Если атомы в молекулах растворяемых веществ связаны ковалентной малополярной или неполярной связью, то эти вещества в водных растворах не распадаются на ионы. Поэтому такие вещества являются неэлектролитами.

Следовательно, электролитами могут быть только вещества с ионной и ковалентной полярной связью.

Ионы в растворах электролитов

Ионы, образующиеся в процессе диссоциации электролитов в водных растворах, отличаются по своим свойствам от соответствующих нейтральных атомов и молекул.

Как вы уже знаете, при растворении поваренной соли в воде, содержащиеся в ее кристаллах ионы натрия и хлора переходят в раствор:

Сравним свойства атома и иона натрия. Общим, одинаковым в этих частицах является заряд ядра, равный 11+. Отличаются же они строением электронных оболочек, а следовательно, и свойствами (табл. 11).

Таблица 11. Отличия атомов натрия от ионов

Высокая химическая активность натрия обусловлена тем, что у его атома на внешнем электронном слое находится всего один электрон. При взаимодействии с другими атомами атом натрия отдает этот электрон и превращается в гораздо более устойчивую частицу — ион Na + (рис. 19). Так, атомы натрия взаимодействуют с водой, вытесняя из нее водород, а при растворении поваренной соли в воде водород не выделяется.

Таблица 12. Отличия атомов хлора от ионов

Химическая активность атома хлора связана с нехваткой одного электрона на внешнем электронном слое для его завершения (рис. 20). Этот электрон атом хлора присоединяет при взаимодействии с атомами металлов, превращаясь при этом в устойчивый ион хлора

Атомы хлора Cl могут соединяться друг с другом ковалентной неполярной связью, образуя молекулу . Свободный хлор — ядовитый газ с зеленоватой окраской и характерным запахом, а ионы хлора бесцветны и не имеют запаха. Раствор поваренной соли, как и сама соль NaCl, широко используется при приготовлении пищи, не причиняя вреда организму.

Аналогичным образом различаются свойства атомов водорода H, молекулярного водорода и ионов водорода Молекулярный водород — это газ, который почти не растворяется в воде и горит на воздухе. Ионы водорода , напротив, в воде могут находиться в очень большом количестве.

Таким образом, различия в свойствах атомов и ионов одного и того же элемента объясняются разным электронным строением этих частиц.

В растворе ионы находятся в хаотическом движении. Но если опустить в раствор электролита электроды и подать на них электрическое напряжение, то ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы перемещаются к катоду (отрицательно заряженному электроду), а отрицательно заряженные ионы — к аноду (положительно заряженному электроду) (рис. 21). Поэтому положительно заряженные ионы получили название катионы, а отрицательно заряженные — анионы. Следы движения окрашенных ионов (например, можно наблюдать на влажной фильтровальной бумаге, если на нее поместить крупинки соли

Свойства ионов в растворах во многом отличаются и от свойств этих же ионов в безводных веществах. Так, например, катионы меди в сульфате меди(II) практически бесцветны, а раствор этой соли имеет голубой цвет (рис. 22). Это обусловлено, прежде всего, гидратацией катионов меди , т. е. их взаимодействием с молекулами воды.

В состав большинства минеральных вод, которые продаются в наших магазинах, входят катионы натрия, кальция, магния, хлорид-анионы, сульфат-анионы, гидрокарбонат-анионы.

Сильные и слабые электролиты

Все ли электролиты диссоциируют одинаково? Каждое вещество обладает определенными свойствами и, возможно, процесс диссоциации разных веществ протекает в различной степени. Действительно, если сравнить электропроводность растворов хлороводородной и угольной кислот, то оказывается, что при их одинаковой молярной концентрации раствор хлороводорода обладает большей электропроводностью. Следовательно, в растворе хлороводородной кислоты больше заряженных частиц (ионов), т. е. молекулы НСl диссоциируют лучше.

В зависимости от способности к диссоциации все электролиты условно делят на две группы — сильные и слабые. К сильным электролитам относятся вещества, которые при растворении практически полностью диссоциируют на ионы. Это почти все соли, щёлочи и др.), кислоты и др.), которые так и называются — сильные кислоты (рис. 23, вверху). Диссоциацию таких электролитов записывают в виде уравнения со стрелкой в одном направлении:

При растворении ионного соединения его кристаллическая структура разрушается под действием молекул воды, в результате чего в растворе образуются гидратированные ионы (см. рис. 17). Поэтому все растворимые ионные соединения в растворах находятся в виде ионов.

Вещества молекулярного строения с ковалентной полярной связью также способны распадаться на ионы в водных растворах (см. рис. 18). Полярные молекулы воды усиливают полярность молекулы электролита, превращая ее практически в ионную структуру с последующим распадом на ионы. Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной в зависимости от степени полярности связей в молекуле.

К слабым электролитам относятся вещества, при растворении диссоциирующие на ионы в незначительной степени. Это, например, такие кислоты как (азотистая кислота), все органические кислоты. В водных растворах они диссоциируют обратимо. Это означает, что одновременно в растворе осуществляются два противоположных процесса — распад молекул на ионы (диссоциация) и объединение ионов в молекулы (ассоциация). Поэтому в растворах слабых электролитов наряду с ионами содержатся недиссоциированные молекулы. Диссоциацию таких электролитов, например азотистой кислоты отображают в виде уравнения с двумя противоположно направленными стрелками (см. рис. 23, внизу):

Разберем более подробно процесс диссоциации слабой двухосновной угольной кислоты Как и азотистая кислота, она диссоциирует не полностью и обратимо. От молекулы ионы водорода отщепляются не одновременно, как в случае сильных кислот, а последовательно, или ступенчато. На первой ступени диссоциации образуются катионы водорода и анионы (рис. 24):

Анионы − называются гидрокарбонат-ионами. Соединяясь с ионами , они превращаются в недиссоциированные молекулы При этом, как и в случае азотистой кислоты, процессы диссоциации и ассоциации протекают одновременно, и в растворе содержатся как ионы, так и недиссоциированные молекулы кислоты.

На второй ступени гидрокарбонат-ионы обратимо диссоциируют с образованием катионов водорода и карбонат-анионов (рис. 25):

Как правило, на второй ступени диссоциация происходит гораздо слабее.

Кроме слабых кислот, к слабым электролитам относятся также малорастворимые основания, например раствор аммиака в воде.

Чистая вода является очень слабым электролитом и незначительно диссоциирует на ионы водорода и гидроксид-ионы:

Содержание ионов и в воде чрезвычайно мало, поэтому диссоциацией воды мы обычно пренебрегаем, а среда дистиллированной воды является нейтральной.

С количественными характеристиками способности веществ к диссоциации вы познакомитесь при дальнейшем изучении химии.

Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей

Вы уже знаете, что химические вещества делятся на классы — оксиды, кислоты, основания, соли. Как ведут себя в водных растворах вещества этих классов?

Вспомните отношение оксидов к воде. Основные оксиды активных металлов взаимодействуют с водой с образованием щелочей. Кислотные оксиды в результате растворения в воде образуют кислоты. Таким образом, основные и кислотные оксиды не являются электролитами и при контакте с водой не распадаются на ионы, а реагируют с ней. Электролитами являются кислоты, щёлочи и соли.

Водные растворы кислот имеют некоторые общие свойства. Для них характерны кислый вкус, способность окрашивать лакмус в красный цвет, взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода, а также с основными оксидами и основаниями. Точно также некоторые общие свойства имеют водные растворы всех щелочей: они мыльные на ощупь, окрашивают лакмус в синий цвет, способны реагировать с кислотными оксидами, кислотами. Водные растворы солей одной и той же кислоты или солей одного и того же металла также имеют общность свойств. Основная причина общности свойств растворов таких электролитов определяется однотипностью процессов их диссоциации.

Диссоциация кислот

Кислоты диссоциируют в водных растворах на ионы водорода H + и анион кислотного остатка, например:

Как вы уже знаете, молекулы кислот могут содержать разное количество атомов водорода. Число атомов водорода в молекуле кислоты, способное замещаться атомами металла с образованием соли, определяет основность кислоты. Так, например, — одноосновные, и — двухосновные, — трехосновная кислоты.

Многоосновные сильные кислоты диссоциируют ступенчато. Однако, поскольку при этом атомы водорода, превращаясь в ионы, уходят в раствор практически одновременно, диссоциацию таких кислот записывают одним уравнением:

Диссоциация многоосновных слабых кислот протекает сложнее, чем сильных. Например, слабые двухосновные кислоты частично диссоциируют только по первой ступени: Диссоциация по второй ступенипрактически невозможна. Поэтому в водных растворах слабых кислот наряду с ионами водорода и анионами кислотного остатка присутствуют недиссоциированные молекулы. Свойства таких растворов, например специфический запах сероводородной кислоты связаны с наличием в растворе молекул, которые могут испаряться из раствора.

Таким образом, в растворах всех кислот содержатся ионы водорода которые и обусловливают общие свойства водных растворов кислот: кислый вкус, способность изменять окраску индикаторов, взаимодействовать с другими веществами. Растворы, которые содержат ионы водорода, принято называть кислыми или говорить, что они имеют кислотный характер (кислую среду). Чем больше ионов водорода находится в растворе, тем выше кислотность среды.

У газа хлороводорода HCl, так же как и у безводной серной кислоты, кислотные свойства отсутствуют. Эти свойства проявляются только в водных растворах указанных веществ, так как в процессе их диссоциации образуются ионы водорода, которые и определяют кислотный характер растворов. Следовательно, можно дать такое определение кислот.

Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов образуются только ионы водорода.

Первое определение кислот в химии было предложено Р. Бойлем (1627—1691). Кислотами он называл вещества, которые реагировали с содой с выделением газа и окрашивали фиолетовые цветки фиалки в красный цвет. Позже он исследовал отвары, спиртовые вытяжки, соки других растений и установил, что щёлочи также меняют их окраску.

Диссоциация оснований

Растворимые в воде основания называются щелочами. В результате диссоциации щелочей образуются катионы металлов и гидроксид-ионы:

Мыльность растворов, способность окрашивать индикаторы, их едкое действие — результат присутствия в водном растворе гидроксид-ионов Поэтому можно дать такое определение оснований.

Основания — это электролиты, при диссоциации которых в водных растворах в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

Вместе с тем и кислоты, и основания обладают индивидуальными свойствами, зависящими от природы аниона или катиона соответственно. Некоторые свойства серной кислоты и ее солей (например, образование осадка с раствором хлорида бария) обусловлены свойствами ее аниона (рис. 26).

Диссоциация солей

Соли — это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков:

Свойства растворов солей также обусловлены свойствами всех ионов, которые образуются в процессе диссоциации.

Раствор, в котором находятся одинаковые количества ионов как в чистой воде, называют нейтральным. Если в растворе содержится больше ионов такой раствор называют кислым, а раствор, в котором больше ионов , — щелочным (табл. 13).

Таблица 13. Характеристика среды растворов

Определить среду раствора — это значит обнаружить в нем ионы и Это можно сделать с помощью уже известных вам веществ — индикаторов (рис. 27). Индикаторы — органические вещества, некоторые из которых встречаются в живой природе. В лаборатории чаще всего применяются уже известные вам лакмус, метилоранж, фенолфталеин, универсальный индикатор.

Лабораторный опыт 1

Обнаружение катионов водорода и гидроксид-анионов в растворах

Обнаружение ионов, обеспечивающих кислую или щелочную среду в растворах, имеет большое значение в лабораторной практике, медицине, промышленности и в быту.

1. Обратите внимание на окраску лакмуса, метилоранжа и фенолфталеина в нейтральной среде — водном растворе или на полоске универсальной индикаторной бумаги. Занесите результаты ваших наблюдений в таблицу.

2. Налейте в две пробирки раствор серной кислоты (или хлороводородной кислоты) и добавьте в одну пробирку 1—2 капли лакмуса (или метилоранжа), а во вторую 2—3 капли фенолфталеина. Обратите внимание на изменение окраски индикатора.

3. В пробирку с раствором гидроксида натрия добавьте 2—3 капли фенолфталеина. Появление малиновой окраски свидетельствует о наличии в растворе гидроксид-ионов.

Повторите опыт по обнаружению гидроксид-ионов в растворе щёлочи при помощи лакмуса или метилоранжа. Результаты опытов оформите в виде таблицы:

Как вы думаете, в какой цвет окрасится капля лакмуса, если ее поместить на срез лимона?

Растворы кислот, щелочей, ряда солей опасны для человека. Растворы многих кислот, попадая на кожу, в глаза, могут вызвать ожоги. Чем сильнее кислота, тем тяжелее ожог. Также опасны и вызывают химические ожоги щёлочи, содержащие гидроксид-ионы. Это свойство отражено в устаревших названиях щелочей, например «едкий натр» (NaOH), «едкое кали» (KOH) (рис. 28). Ионы, входящие в состав солей, также не безопасны для человека. Например, к сильным ядам относятся соли, содержащие катионы свинца, ртути и др.

Реакции ионного обмена

Познакомившись с диссоциацией солей, кислот и щелочей, мы узнали, что сильные электролиты существуют в растворах только в виде ионов. Следовательно, все реакции, которые происходят между электролитами в растворах, являются реакциями между ионами и называются ионными реакциями.

Ионными реакциями называются реакции, протекающие в водных растворах с участием ионов электролитов.

Многие реакции, протекающие в растворах, относятся к реакциям обмена. Напомним, что к этому типу относятся реакции между сложными веществами, в результате которых эти вещества обмениваются своими составными частями. Такими составными частями веществ в электролитах являются ионы.

Реакции ионного обмена в растворах электролитов протекают только в том случае, если в результате взаимодействия между ионами образуются малодиссоциирующие (вода или другие слабые электролиты), нерастворимые (осадки) и газообразные вещества.

Реакция ионного обмена, сопровождающаяся образованием слабого электролита (воды)

Вы уже знаете, что реакция между кислотой и основанием называется реакцией нейтрализации. В результате такого процесса образуются соль и вода:

Уравнение реакции, записанное в такой форме, обычно называют молекулярным (или уравнением в молекулярной форме). Молекулярным уравнением может изображаться любая реакция.

За ходом нейтрализации удобно следить с помощью индикатора, изменение окраски которого свидетельствует об окончании реакции между кислотой и щёлочью.

Три из четырех участников рассматриваемой реакции (HCl, NaOH и NaCl) являются сильными электролитами, т. е. находятся в растворе в виде ионов (рис. 29). Вода — слабый электролит, практически не диссоциирующий на ионы. Поэтому ионное уравнение данной реакции можно записать следующим образом:

Такая запись процесса называется полным ионным уравнением. В ионном уравнении все сильные электролиты записываются в виде формул их ионов. Твердые, плохо растворимые, газообразные вещества и слабые электролиты (включая воду) записываются в виде их молекулярных формул.

Если в правой и левой частях полного ионного уравнения исключить (сократить) одинаковые по химическому составу и числу ионы то получим сокращенное (краткое) ионное уравнение:

В левой части уравнения такого вида обычно сначала записывается катион, а потом — анион. Уравнение показывает, что реакция нейтрализации сводится к взаимодействию ионов водорода с гидроксид-ионами с образованием малодиссоциирующего вещества, каким является вода.

Составьте самостоятельно все три формы уравнений реакции нейтрализации между азотной кислотой и гидроксидом калия. Вы видите, что любая реакция между сильной кислотой и щёлочью сводится к взаимодействию ионов водорода с гидроксид-ионами. Поэтому одно и то же сокращенное ионное уравнение может описывать несколько реакций ионного обмена с участием различных веществ, и ему будут соответствовать несколько уравнений в молекулярном виде.

Реакции ионного обмена, сопровождающиеся образованием осадков

Взаимодействие между водными растворами сульфата натрия и хлорида бария — пример процесса образования нерастворимого вещества:

Полное ионное уравнение такой реакции имеет вид:

Если в этом уравнении исключить одинаковые ионы в правой и левой частях (это означает, что такие ионы не участвуют в процессе!), то получим уравнение в сокращенном ионном виде:

Это уравнение показывает, что при взаимодействии раствора сульфата натрия с раствором хлорида бария происходит связывание ионов бария с сульфат-ионами с образованием осадка сульфата бария (рис. 30). Точно такое же сокращенное ионное уравнение будет, если вместо хлорида бария взять, например, нитрат бария , а вместо сульфата натрия — сульфат калия или серную кислоту . Таким образом, одному и тому же сокращенному ионному уравнению будут соответствовать несколько уравнений в молекулярном виде.

При составлении уравнений реакций обмена с образованием осадка необходимо пользоваться таблицей растворимости (см. форзац II), в которой указана растворимость электролитов в воде.

Например, необходимо определить, будет ли выпадать осадок при смешивании растворов нитрата кальция и карбоната калия . Записываем уравнение реакции:

Для определения растворимости карбоната кальция в таблице растворимости находим столбец катиона и строку аниона В месте их пересечения стоит буква «Н». Это означает, что карбонат кальция нерастворим в воде и выпадает в осадок при смешивании растворов нитрата кальция и карбоната калия.

Аналогичным образом определяем, что нитрат калия в воде растворим. Значит, уравнение реакции записываем так:

а в сокращенном ионном виде:

(Прочерк в таблице растворимости означает, что вещество не существует или разлагается водой.)

Реакции ионного обмена, сопровождающиеся выделением газов

Связывание ионов приводит и к образованию газообразного продукта, выделяющегося из раствора.

Например, если к раствору соды прилить раствор серной кислоты, то наблюдается выделение пузырьков углекислого газа (рис. 31):

В полной ионной форме это уравнение записывается следующим образом:

Сокращенное ионное уравнение реакции в этом случае такое:

Таким образом, реакции ионного обмена в растворах электролитов протекают полностью («до конца»), если соблюдается одно из следующих условий:

С точки зрения теории электролитической диссоциации это означает, что в реакции образуются вещества, полученные в результате связывания ионов в осадок, газ или малодиссоциирующее вещество.

Многие реакции между растворами электролитов являются реакциями между ионами, т. е. ионными реакциями.

Реакции ионного обмена происходят только в том случае, если в результате образуются малорастворимые, газообразные или малодиссоциирующие вещества.

Уравнения реакций, отражающие взаимодействие между ионами в растворе, называются ионными уравнениями — полными или сокращенными.

Расчеты по уравнениям химических реакций, протекающих в растворах электролитов

Как вы уже знаете, реакции с участием электролитов осуществляются за счет взаимодействия ионов, содержащихся в их растворах. В таких реакциях могут участвовать также слабодиссоциирующие и малорастворимые вещества и неэлектролиты, например оксиды. При написании ионных уравнений реакций формулы таких веществ записываются в молекулярном виде. Последовательность действий рассмотрим на конкретных примерах.

Пример №1

Взаимодействие гидроксида меди(II) с соляной кислотой.

а) Записываем молекулярное уравнение реакции:

б) Составляем полное ионное уравнение. Для этого определяем, какие вещества являются сильными электролитами и записываем их формулы в ионном виде. Малорастворимые и слабодиссоциирующие вещества записываем в молекулярном виде:

Обратите внимание, что коэффициенты, стоящие перед формулами веществ в молекулярном уравнении, учитываются и в полном ионном уравнении.

в) Записываем сокращенное ионное уравнение. Для этого из левой и правой частей полного ионного уравнения удаляем (вычеркиваем) ионы, не участвующие в химической реакции

Анализируем сокращенное ионное уравнение и делаем вывод, что данная реакция протекает за счет взаимодействия ионов водорода с осадком гидроксида меди(II) с образованием ионов меди(II) и воды.

На основе уравнений реакций, протекающих в растворах электролитов, можно проводить различные количественные расчеты.

Пример №2

Хватит ли ионов водорода, содержащихся в растворе хлороводородной кислоты массой 152 г с массовой долей НCl, равной 12 %, для полного растворения осадка гидроксида меди(II) массой 19,6 г?

1. Определим химическое количество гидроксида меди (II):

2. Рассчитаем массу хлороводородной кислоты в растворе:

3. Найдем химическое количество HCl и, соответственно, химическое количество ионов водорода в растворе:

Поскольку из 1 моль НCl в результате диссоциации образуется 1 моль ионов водорода, следовательно, из 0,5 моль НCl образуется 0,5 моль ионов водорода, т. е.

4. По сокращенному ионному уравнению составим пропорцию и определим, какое химическое количество ионов понадобится для реакции с химическим количеством 0,2 моль:

Отсюда получим, что х = 0,4 моль ионов водорода — столько потребуется для реакции. Поскольку в растворе имеется 0,5 моль ионов , этого их химического количества будет достаточно для растворения осадка.

Пример №3

Взаимодействие раствора гидроксида натрия с газообразным оксидом серы(IV) SO₂.

а) Записываем молекулярное уравнение реакции:

б) Составляем полное ионное уравнение реакции. Для этого определяем, какие вещества являются сильными электролитами и записываем их формулы в ионном виде. Формулу газообразного и воды записываем в молекулярном виде:

в) Записываем сокращенное ионное уравнение:

Из анализа сокращенного ионного уравнения делаем вывод, что данная реакция протекает за счет взаимодействия гидроксид-ионов с молекулами с образованием сульфит-ионов и воды.

Пример №4

1. Рассчитаем массу гидроксида натрия в растворе:

2. Определим химическое количество гидроксида натрия в растворе:

Соответственно, химическое количество гидроксид-ионов в растворе также равно 0,45 моль. Поскольку из 1 моль NaOH в результате диссоциации образуется 1 моль гидроксид-ионов, = 0,45 моль.

3. По молекулярному (или сокращенному ионному) уравнению составим пропорцию и вычислим, какое химическое количество понадобится для реакции с NaOH химическим количеством 0,45 моль:

отсюда х = 0,225 моль SO₂.

4. Найдем объем оксида серы (IV):

В результате реакций ионного обмена между кислотами и основаниями в растворах образуются соли и вода. При полной нейтрализации кислота и щёлочь расходуются полностью с образованием нейтрального раствора. Если же кислота берется в недостатке по отношению к щёлочи (или наоборот), происходит неполная нейтрализация.

Пример №5

Взаимодействие раствора гидроксида калия с раствором серной кислоты.

а) Составляем молекулярное уравнение реакции:

б) Записываем полное ионное уравнение реакции. Поскольку в данной реакции сильными электролитами являются полное ионное уравнение имеет вид:

в) Записываем сокращенное ионное уравнение:

Пример №6

К раствору массой 200 г с массовой долей серной кислоты, равной 4,9 %, прибавили раствор массой 400 г с массовой долей гидроксида калия, равной 0,056. Какова окраска индикатора лакмуса в растворе после реакции?

1. Рассчитаем массы веществ в исходных растворах:

2. Определим химические количества веществ:

3. На основании молекулярного уравнения реакции определим химическое количество гидроксида калия, необходимого для полной нейтрализации серной кислоты в растворе:

откуда получим: х = 0,2 моль KOH.

4. Поскольку найденное химическое количество KOH (0,2 моль) меньше содержащегося в исходном растворе (0,4 моль), щёлочь была взята в избытке, и среда полученного раствора щелочная. В таком растворе лакмус окрашивается в синий цвет.

В некоторых случаях при смешивании растворов двух сильных электролитов химические реакции не происходят. Смешаем, например, растворы нитрата натрия и хлорида кальция. Составим молекулярное уравнение предполагаемой реакции обмена:

Определим, какие ионы находятся в полученном растворе, записав полное ионное уравнение:

Очевидно, что в данном случае ионы друг с другом не связываются и никаких изменений в растворе не происходит. Следовательно, реакция просто не идет, а в растворе содержатся ионы четырех видов.

При копировании любых материалов с сайта evkova.org обязательна активная ссылка на сайт www.evkova.org

Сайт создан коллективом преподавателей на некоммерческой основе для дополнительного образования молодежи

Сайт пишется, поддерживается и управляется коллективом преподавателей

Whatsapp и логотип whatsapp являются товарными знаками корпорации WhatsApp LLC.

Cайт носит информационный характер и ни при каких условиях не является публичной офертой, которая определяется положениями статьи 437 Гражданского кодекса РФ. Анна Евкова не оказывает никаких услуг.

Источник