Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы независимо от их концентрации в растворе.

Поэтому в уравнениях диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства (=).

К сильным электролитам относятся:

Растворимые соли;

Многие неорганические кислоты: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Основания, образованные щелочными металлами (LiOH, NaOH, KOH и т.д.) и щелочно-земельными металлами (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Слабые электролиты в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости (⇄).

К слабым электролитам относятся:

Почти все органические кислоты и вода;

Некоторые неорганические кислоты: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 и др.;

Нерастворимые гидроксиды металлов: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 и др.

Ионные уравнения реакций

Ионные уравнения реакций
Химические реакции в растворах электролитов (кислот, оснований и солей) протекают при участии ионов. Конечный раствор может остаться прозрачным (продукты хорошо растворимы в воде) , но один из продуктом окажется слабым электролитом; в других случаях будет наблюдаться выпадение осадка или выделение газа.

Для реакций в растворах при участии ионов составляют не только молекулярное уравнение, но также полное ионное и краткое ионное.
В ионных уравнениях по предложению французского химика К. -Л. Бертолле (1801 г.) все сильные хорошо растворимые электролиты записывают в виде формул ионов, а осадки, газы и слабые электролиты - в виде молекулярных формул. Образование осадков отмечают знаком "стрелка вниз" (↓), образование газов - знаком "стрелка вверх" (). Пример записи уравнения реакции по правилу Бертолле:

а) молекулярное уравнение
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
б) полное ионное уравнение
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - газ, H2O - слабый электролит)
в) краткое ионное уравнение
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Обычно при записи ограничиваются кратким ионным уравнением, причем твердые вещества-реагенты обозначают индексом (т) , газобразные реагенты - индексом (г) . Примеры:

1) Cu(OH)2(т) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(т) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 практически нерастворим в воде
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(полное и краткое ионное уравнения совпадают)
3) CaCO3(т) + CO2(г) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(т) + CO2(г) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(большинство кислых солей хорошо растворимы в воде) .

Если в реакции не участвуют сильные электролиты, ионный вид уравнения отсутствует:

Mg(OH)2(т) + 2HF(р) = MgF2↓ + 2H2O

БИЛЕТ №23

Гидролиз солей

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.

Гидролиз, дословно, - это разложение водой. Давая такое определение реакции гидролиза солей, мы подчеркиваем, что соли в растворе находятся в виде ионов, и что движущей силой реакции является образование малодиссоциирующих частиц (общее правило для многих реакций в растворах).

Гидролиз происходит лишь в тех случаях, когда ионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации соли - катион, анион, или оба вместе, - способны образовывать с ионами воды слабодиссоциирующие соединения, а это, в свою очередь, происходит тогда, когда катион - сильно поляризующий (катион слабого основания) , а анион - легко поляризуется (анион слабой кислоты). При этом изменяется рН среды. Если же катион образует сильное основание, а анион - сильную кислоту, то они гидролизу не подвергаются.

1.Гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты проходит по катиону, при этом может образоваться слабое основание или основная соль и рН раствора уменьшится

2.Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания проходит по аниону, при этом может образоваться слабая кислота или кислая соль и рН раствора увеличится

3.Гидролиз соли слабого основания и слабой кислоты обычно проходит нацело с образованием слабой кислоты и слабого основания; рН раствора при этом незначительно отличается от 7 и определяется относительной силой кислоты и основания

4.Гидролиз соли сильного основания и сильной кислоты не протекает

Вопрос 24 Классификация оксидов

Оксидами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы кислорода в степни окисления – 2 и какого-нибудь другого элемента.

Оксиды могут быть получены при непосредственном взаимодействии кислорода с другим элементом, так и косвенным путём (например, при разложении солей, оснований, кислот). В обычных условиях оксиды бывают в твёрдом, жидком и газообразном состоянии, этот тип соединений весьма распространён в природе. Оксиды содержатся в Земной коре. Ржавчина, песок, вода, углекислый газ – это оксиды.

Солеобразующие оксиды Например,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4 .

Солеобразующие оксиды – это такие оксиды, которые в результате химических реакций образуют соли. Это оксиды металлов и неметаллов, которые при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты, а при взаимодействии с основаниями – соответствующие кислые и нормальные соли. Например, оксид меди (CuO) является оксидом солеобразующим, потому что, например, при взаимодействии её с соляной кислотой (HCl) образуется соль:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

В результате химических реакций можно получать и другие соли:

CuO + SO 3 → CuSO 4 .

Несолеобразующими оксидами называются такие оксиды, которые не образуют солей. Примером могут служить СО, N 2 O, NO.

1. ЭЛЕКТРОЛИТЫ

1.1. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сила электролитов

Согласно теории электролитической диссоциации, соли, кислоты, гидроксиды, растворяясь в воде, полностью или частично распадаются на самостоятельные частицы – ионы.

Процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя называют электролитической диссоциацией . Вещества, диссоциирующие на ионы в растворах, называют электролитами. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами ; к ним относятся, например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами ; к ним принадлежат ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы.

Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита (α) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы ( n ), к общему числу его молекул в растворе ( N ), или

α = .

Степень электролитической диссоциации принято выражать либо в долях единицы, либо в процентах.

Электролиты со степенью диссоциации больше 0,3 (30%) обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 0,03 (3%) до 0,3 (30%)-средними, менее 0,03 (3%)-слабыми электролитами. Так, для 0,1 M раствора CH 3 COOH α = 0,013 (или 1,3 %). Следовательно, уксусная кислота является слабым электролитом. Степень диссоциации показывает, какая часть растворенных молекул вещества распалась на ионы. Степень электролитической диссоциации электролита в водных растворах зависит от природы электролита, его концентрации и температуры.

По своей природе электролиты можно условно разделить на две большие группы: сильные и слабые . Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (α = 1).

К сильным электролитам относятся:

1) кислоты (H 2 SO 4 , HCl , HNO 3 , HBr , HI , HClO 4 , H М nO 4 );

2) основания – гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы (щелочи) – LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , а также гидроксиды щелочноземельных металлов – Ba (OH ) 2 , Ca (OH ) 2 , Sr (OH ) 2 ;.

3) соли, растворимые в воде (см. таблицу растворимости).

Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном в недиссоциированном состоянии (в молекулярной форме). Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

К слабым электролитам относятся:

1) неорганические кислоты ( H 2 CO 3 , H 2 S , HNO 2 , H 2 SO 3 , HCN , H 3 PO 4 , H 2 SiO 3 , HCNS , HСlO и др.);

2) вода (H 2 O );

3) гидроксид аммония ( NH 4 OH );

4) большинство органических кислот

(например, уксусная CH 3 COOH, муравьиная HCOOH);

5) нерастворимые и малорастворимые соли и гидроксиды некоторых металлов (см. таблицу растворимости).

Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. Например, диссоциация соляной кислоты (НС l ) записывается следующим образом:

HCl → H + + Cl – .

Основания диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксид-ионов. Например, диссоциация КОН

КОН → К + + ОН – .

Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато. Например,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H + + CO 3 2– .

Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой

.

Для диссоциации по второй ступени:

.

В случае угольной кислоты константы диссоциации имеют следующие значения: K I = 4,3 × 10 –7 , K II = 5,6 × 10 –11 . Для ступенчатой диссоциации всегда K I >K II >K III > ... , т.к. энергия, которую необходимо затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы.

Средние (нормальные) соли, растворимые в воде, диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2– .

Кислые соли (гидросоли) – электролиты, содержащие в анионе водород, способный отщепляться в виде иона водорода Н + . Кислые соли рассматривают как продукт, получающийся из многоосновных кислот, в которых не все атомы водорода замещены на металл. Диссоциация кислых солей происходит по ступеням, например:

KHCO 3 → K + + HCO 3 – (первая ступень)

Все вещества можно разделить на электролиты и неэлектролиты. К электролитам относятся вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток (например, водные растворы или расплавы KCl, H 3 PO 4 , Na 2 CO 3). Вещества неэлектролиты при расплавлении или растворении электрический ток не проводят (сахар, спирт, ацетон и др.).

Электролиты подразделяются на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворах или расплавах полностью диссоциируют на ионы. При написании уравнений химических реакций это подчеркивается стрелкой в одном направлении, например:

HCl→ H + + Cl -

Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

К сильным электролитам относятся вещества с гетерополярной или ионной кристаллической структурой (таблица 1.1).

Таблица 1.1 Сильные электролиты

Слабые электролиты на ионы распадаются лишь частично. Наряду с ионами в расплавах или растворах данных веществ присутствуют в подавляющем большинстве недиссоциированные молекулы. В растворах слабых электролитов параллельно с диссоциацией протекает обратный процесс - ассоциация, т.е соединение ионов в молекулы. При записи уравнения реакции это подчеркивается двумя противоположно направленными стрелками.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

К слабым электролитам относятся вещества с гомеополярным типом кристаллической решетки (таблица 1.2).

Таблица 1.2 Слабые электролиты

Равновесное состояние слабого электролита в водном растворе количественно характеризуют степенью электролитической диссоциации и константой электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации α представляет собой отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита:

Степень диссоциации показывает, какая часть от общего количества растворенного электролита распадается на ионы и зависит от природы электролита и растворителя, а также от концентрации вещества в растворе, имеет безразмерную величину, хотя обыкновенно ее выражают в процентах. При бесконечном разбавлении раствора электролита степень диссоциации приближается к единице, что соответствует полной, 100%-ной, диссоциации молекул растворенного вещества на ионы. Для растворов слабых электролитов α <<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.

В общем виде обратимую химическую реакцию можно представить как:

a A + b B D d D + e E

Скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих частиц в степенях их стехиометрических коэффициентов. Тогда для прямой реакции

V 1 =k 1 [A] a [B] b ,

а скорость обратной реакции

V 2 =k 2 [D] d [Е] е.

В некоторый момент времени скорости прямой и обратной реакции выровняются, т.е.

Такое состояние называют химическим равновесием. Отсюда

k 1 [A] a [B] b = k 2 [D] d [Е] е

Сгруппировав постоянные величины с одной стороны, а переменные- с другой стороны, получим:

Таким образом, для обратимой химической реакции в состоянии равновесия произведение равновесных концентраций продуктов реакции в степенях их стехиометрических коэффициентов, отнесенное к такому же произведению для исходных веществ есть величина постоянная при данных температуре и давлении. Численное значение константы химического равновесия К не зависит от концентрации реагирующих веществ. Например, константу равновесия диссоциации азотистой кислоты в соответствии с законом действия масс можно записать в виде:

HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -

Величину К а называют константой диссоциации кислоты, в данном случае азотистой.

Аналогично выражается и константа диссоциации слабого основания. Например, для реакции диссоциации аммиака:

NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -

Величину К b называют константой диссоциации основания, в данном случае аммиака. Чем выше константа диссоциации электролита, тем сильнее электролит диссоциирует и тем выше концентрации его ионов в растворе при равновесии. Между степенью диссоциации и константой диссоциации слабого электролита существует взаимосвязь:

Это математическое выражение закона разбавления Оствальда: при разбавлении слабого электролита степень его диссоциации увеличивается.Для слабых электролитов при К ≤1∙ 10 -4 и С ≥0,1 моль/л используют упрощенное выражение:

К = α 2 ∙С или α

Пример1 . Вычислите степень диссоциации и концентрацию ионов и [ NH 4 + ] в 0,1 М растворе гидроксида аммония, если К NH 4 OH =1,76∙10 -5

Дано: NH 4 OH

К NH 4 OH =1,76∙10 -5

Решение :

Так как электролит является достаточно слабым (К NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

или 1,33%

Концентрация ионов в растворе бинарного электролита равна C ∙α, так как бинарный электролит ионизирует с образованием одного катиона и одного аниона, то = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (моль/л).

Ответ: α=1,33 %; = [ NH 4 + ]=1,33∙10 -3 моль/л.

Теория сильных электролитов

Сильные электролиты в растворах и расплавах полностью диссоциируют на ионы. Однако экспериментальные исследования электропроводности растворов сильных электролитов показывают, что ее величина несколько занижена по сравнению с той электропроводностью, которая должна бы быть при 100 % диссоциации. Такое несоответствие объясняется теорией сильных электролитов, предложенной Дебаем и Гюккелем. Согласно этой теории, в растворах сильных электролитов между ионами существует электростатическое взаимодействие. Вокруг каждого иона образуется “ионная атмосфера” из ионов противоположного знака заряда, которая тормозит движение ионов в растворе при пропускании постоянного электрического тока. Кроме электростатического взаимодействия ионов, в концентрированных растворах нужно учитывать ассоциацию ионов. Влияние межионных сил создает эффект неполной диссоциации молекул, т.е. кажущейся степени диссоциации. Определенная на опыте величина α всегда несколько ниже истинной α. Например, в 0,1 М растворе Na 2 SO 4 экспериментальная величина α =45 %. Для учета электростатических факторов в растворах сильных электролитов пользуются понятием активности (а). Активностью иона называют эффективную или кажущуюся концентрацию, согласно которой ион действует в растворе. Активность и истинная концентрация связаны между собой выражением:

где f – коэффициент активности, который характеризует степень отклонения системы от идеальной из-за электростатических взаимодействий ионов.

Коэффициенты активности ионов зависят от величины µ, называемой ионной силой раствора. Ионная сила раствора является мерой электростатического взаимодействия всех ионов, присутствующих в растворе и равнаполовине суммы произведений концентраций (с) каждого из присутствующих в растворе ионов на квадрат его зарядового числа (z) :

В разбавленных растворах (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c и коэффициент активности равен 1. Это означает, что электростатические взаимодействия практически отсутствуют. В очень концентрированных растворах (µ>1М) коэффициенты активности ионов могут быть больше единицы. Связь коэффициента активности с ионной силой раствора выражается формулами:

При µ <10 -2

При 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

0,1z 2 µ при 0,1<µ <1

Константа равновесия, выраженная через активности, называется термодинамической. Например, для реакции

a A + b B d D + e E

термодинамическая константа имеет вид:

Она зависит от температуры, давления и природы растворителя.

Поскольку активность частицы , то

где К С - концентрационная константа равновесия.

Значение К С зависит не только от температуры, природы растворителя и давления, но и от ионной силы m . Так как термодинамические константы зависят от наименьшего числа факторов то, следовательно, являются наиболее фундаментальными характеристиками равновесия. Поэтому в справочниках приводятся именно термодинамические константы. Величины термодинамических констант некоторых слабых электролитов приведены в приложении данного пособия. =0,024 моль/л.

С ростом заряда иона коэффициент активности и активность иона уменьшается.

Вопросы для самоконтроля:

1. Что такое идеальная система? Назовите основные причины отклонения реальной системы от идеальной.
2. Что называют степенью диссоциации электролитов?
3. Приведите примеры сильных и слабых электролитов.
4. Какая взаимосвязь существует между константой диссоциации и степенью диссоциации слабого электролита? Выразите её математически.
5. Что такое активность? Как связаны активность иона и его истинная концентрация?
6. Что такое коэффициент активности?
7. Как влияет заряд иона на величину коэффициента активности?
8. Что такое ионная сила раствора, ее математическое выражение?
9. Запишите формулы для расчета коэффициентов активности индивидуальных ионов в зависимости от ионной силы раствора.
10. Сформулируйте закон действия масс и выразите его математически.
11. Что такое термодинамическая константа равновесия? Какие факторы влияют на ее величину?
12. Что такое концентрационная константа равновесия? Какие факторы влияют на ее величину?
13. Как связаны термодинамическая и концентрационная константы равновесия?
14. В каких пределах могут изменяться величины коэффициента активности?
15. В чем заключаются основные положения теории сильных электролитов?

Как отличать сильные электролиты от слабых? и получил лучший ответ

Ответ от Павел Бескровный[мастер]
СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов ЗНАЧЕНИЕ СТЕПЕНИ диссоциации стремится К ЕДИНИЦЕ в разбавленных растворах.
К сильным электролитам относят:
1) практически все соли;
2) сильные кислоты, например: H2SO4 (серная к-та) , HCl (соляная к-та) , HNO3 (азотная к-та) ;
3) все щёлочи, например: NaOH (гидроксид натрия) , KOH (гидроксид калия) .
СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы. У таких электролитов ЗНАЧЕНИЕ СТЕПЕНИ диссоциации стремится К НУЛЮ.
К слабым электролитам относят:
1) слабые кислоты - H2S (сероводородная к-та) , H2CO3 (угольная к-та) , HNO2;
2) водный раствор аммиака NH3 * H2O
СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ - это отношение числа частиц, распавшихся на ионы (Nд) , к общему числу растворённых частиц (Nр) , (обозначается греческой буквой альфа) :
a= Nд / Nр. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый для слабых электролитов. Электролиты надеюсь знаешь, что такое, раз спрашиваешь. Это по-проще, если по-сложней, то смотри выше (по ряду ЭО) .
Электролитическая диссоциация - процесс обратимый для слабых электролитов.
Если есть вопросы, то шли на мыло.

Степень электролитической диссоциации

Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Другими словами, различные электролиты, согласно теории С. Аррениуса, диссоциируют на ионы в различной степени. Полнота распада (сила электролита) характеризуется количественной величиной – степенью диссоциации.

Степень диссоциации (α – греческая буква альфа) -это отношение числа молекул, распавшихся на ионы ( n ), к общему числу растворенных молекул ( N ):

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации электролита, температуры.

1. Зависимость степени диссоциации от природы: чем полярнее химическая связь в молекуле электролита и растворителя, темсильнее выражен процесс диссоциации электролита на ионы и тем выше значение степени диссоциации.

2. Зависимость степени диссоциации от концентрации электролита : с уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается.

3. Зависимость степени диссоциации от температуры : степень диссоциации возрастает при повышении температуры (повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии растворённых частиц, что способствует распаду молекул на ионы).

Сильные и слабые электролиты

В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% - средними, менее 3% - слабыми электролитами.

Классификация электролитов в зависимости от степени электролитической диссоциации (памятка)

Классификация электролитов	Сильные электролиты	Средние электролиты	Слабые электролиты
Значение степени диссоциации (α)	α >30%	3 %≤α≤30%	α <3%
Примеры	1. Растворимые соли; 2. Сильные кислоты (НСl, HBr, HI, НNО 3 , НClO 4 , Н 2 SO 4(разб.)); 3. Сильные основания – щёлочи.	H 3 PO 4 H 2 SO 3	1. Почти все органические кислоты (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH и др.); 2. Некоторые неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S и др.); 3. Почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca 3 (PO 4) 2 ; Cu(OH) 2 ; Al(OH) 3 ; NH 4 OH); 4. Вода.