Электрическая диссоциация, ионные реакции обмены, пр

Распад молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя ( например, воды ) называется электрической диссоциацией.

Степенью электрической диссоциации ά называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу молекул растворенного вещества (N).

n n

α= α% =

N N

Вещества в одном растворе

Неэлектролиты Электролиты

Сильные Средней силы Слабые

α> 30% 30% α > 3% α<3%

Сильные электролиты: (в ионных уравнениях записывают в виде ионов)

1. Почти все растворимые соли, причем плохая растворимость соли не является признаком слабого электролита. Исключения: Fe(SCN)₃, HgCl₂, Hg(CN)₂.

2. Сильные минеральные кислоты, например: H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HJ, HMnO₄, HClO₄.

3. Основания щелочных и щелочноземельных металлов, например: NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.

Слабые электролиты:( (в ионных уравнениях записывают в виде молекул)

1. Почти все органические кислоты (кроме муравьиной), например: CH₃COOH, C₂H₅COOH.

Слабые минеральные кислоты., например: H₂CO₃, H₂S, H₂SiO₃, H₃BO₃, HCN, HF.

2. Гидроксиды металлов, кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов (особо следует запомнить, что NH₄OH, хорошо растворимы в воде, но являются слабым электролитом).

3. Вода.

Довольно часто выделяют группу электролитов средней силы (например H₂SO₃, H₃PO₄), которые в ионных уравнениях записывают в виде молекул

.

Неэлектролиты ( в ионных уравнениях записывают в виде молекул)

1. Газы

2. Оксиды

3. Большинство органических веществ

Более точным критерием оценки силы электролита является константа диссоциации.

Диссоциация кислот:

Сильный электролит: HCl  H⁺ + Cl^-,

Электролит средней силы:

I ступень: H₃PO₄ = H⁺ + H₂PO₄^- K₁ = 7.5*10^-3

II ступень: H₂PO₄^- = H⁺ + HPO₄^2- K₂ = 6.3*10^-8

III ступень: HPO4^2- = H⁺ + PO₄^3- K₃ = 2.2*10^-12

K₁>K₂>K₃

Суммарное уравнение: H₃PO₄ = 3H⁺ + PO₄^3-

Диссоциация оснований:

Сильный электролит: Ba(OH)₂  Ba^2- + 2OH^-

Слабый электролит: Fe(OH)₂  Fe(OH)⁺ + OH^-

FeOH+  Fe²⁺ + OH^-

Fe(OH)₂ = Fe²⁺ + 2OH^-

Диссоциация амфотерных электролитов:

По основному типу по кислотному типу

Zn²⁺ + 2OH^- = Zn(OH)₂ = H₂ZnO₂ = 2H⁺ + ZnO₂^2-

Al³⁺ + 3OH^- = Al(OH)₃ = H₃AlO₃  H₂O + HAlO₂ = H⁺ AlO₂^-

Точнее: OH^- OH^-

[Zn(H₂O)₄]²⁺  Zn(OH)₂(H₂O)₂  [Zn(OH)₄]^2-

H₃O⁺ H₃O⁺

Диссоциация солей

Средние Fe₂(SO₄)₃ = 2Fe³⁺ + 3SO₄^2-

Кислые KHCO₃ = K⁺ + HCO₃^-

Основные (в растворе) (ZnOH)₂SO₄ = 2ZnOH^- + SO₄^2-

Комплексные [Cu(NH₃)₄]SO₄ = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2-

Двойные KAl(SO₄)₂ = K⁺ + Al³⁺ + 2 SO₄^2-

Условия необратимости ионных реакций обмена:

а) образование малорастворимых веществ;

б) образование газообразных веществ;

в) образование слабодиссоциирующих веществ.

При составлении ионных уравнений реакций малорастворимые, газообразные и слабодиссоциирующие вещества записываются в виде молекул, а сильные электролиты – в виде ионов.

Суть химических реакций, не являющихся окислительно-восстановительными, выражают сокращенные ионные уравнения.

Подробный теоретический материал представлен в лекции по данной теме,

имеющийся на кафедре.

Опыт 4.1. Зависимость электропроводности слабых электролитов от концентрации раствора.

Налейте в электродный сосуд немного концентрированной уксусной кислоты (так, чтобы нижняя часть электродов была погружена в жидкость). Включите ток и постепенно наливайте в электродный сосуд воду. Объясните наблюдаемое изменение накала лампочки. Разбавленный раствор кислоты перелейте в другой сосуд. Ополосните водой электроды и электродный сосуд.

Опыт 4.2. Образование малорастворимых соединений.

4.2.1.В пробирку к 1мл раствора нитрата калия добавьте 1мл хлорида натрия. Наблюдается ли образование осадка? Объясните.

4.2.2.В три пробирки налейте по 2мл растворов: в одну – карбоната аммония, в другую – хлорида бария, в третью – хромата калия. Прибавьте по 2мл в первую пробирку раствора хлорида кальция, во вторую сульфата калия, в третью – нитрата серебра. Что наблюдается в каждой пробирке? Напишите молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения.

Опыт 4.3. Образование слабодиссоциированных соединений и газов.

1. В пробирку налейте 1мл раствора ацетата натрия и 1 мл соляной кислоты. Чем объясняется появление запаха? Напишите молекулярное, полное и сокращенные ионные уравнения.

2. Налейте в пробирку 2мл раствора сульфида натрия под тягой и осторожно добавьте несколько капель соляной кислоты. Чем объясняется выделение газа? Напишите молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения.

3. Налейте в пробирку 2мл концентрированного раствора хлорида аммония и добавьте 2 мл гидроксида натрия. Раствор нагрейте. Чем объясняется выделение запаха? Напишите молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения.

Опыт 4.4. Влияние реакции среды на равновесие диссоциации амфотерного электролита.

К раствору сульфата цинка приливайте по каплям раствор гидроксида натрия. Дайте отстояться полученному осадку. Декантацией слейте раствор над осадком. Оставшееся в пробирке разделите на две пробирки. В одну пробирку добавьте соляную кислоту, а в другую – раствор гидроксида натрия. Чем объясняется образование осадка и растворение его в кислоте и щелочи? Какие равновесия имеют место в растворе гидроксида цинка? Напишите молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения.