Лабораторная работа № 3 Растворы электролитов

В водных растворах солей и, кислот и оснований происходит распад вещества на положительные ионы- катионы и отрицательные ионы-анионы.

Распад вещества на ионы в водных растворах называется электролитической диссоциацией.

Диссоциация в растворах происходит только в полярных растворителях. Она обусловлена взаимодействием полярных молекул растворителя с растворенным веществом, содержащим полярные и ионно-ковалентные связи.

Вещества, диссоциирующие на ионы в расплавах или в растворах в полярных растворителях, называют электролитами.

Способность веществ диссоциировать на ионы количественно характеризуют величиной степени диссоциации:

 =n/n₀, где

n_0- общее число молекул в растворе,

n - число молекул, подвергшееся диссоциации.

По способности к диссоциации все электролиты делят на сильные и слабые. Сильные электролиты в водных растворах существуют в виде ионов. Чтобы подчеркнуть, что равновесие диссоциации сильных электролитов смещено в сторону образования ионов, в уравнениях диссоциации принято писать знак равенства:

HCl = H⁺ + Cl^-

NaOH = Na⁺ + OH^-

K₂SO₄ = 2K⁺ + SO₄^2-

К сильным электролитам относятся соли; кислоты HClO_4,

HClO_3, HСl_, HBr, HJ, HMnO₄,HNO_3, H₂SO₄ ; основания щелочных металлов LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH и щелочно-земельных металлов Ca(OH)_2, Sr(OH)_2,Ba(OH)_2.

Слабые электролиты в растворах диссоциированы частично. В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между молекулами вещества и ионами. При написании уравнения диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости:

HNO₃ H⁺ + NO₃^-

NH₄OHNH₄ + OH^-

Многоосновные слабые кислоты и многокислотные слабые основания диссоциируют ступенчато:

H₂CO₃H⁺+HCO₃^-

HCO₃H⁺ + CO₃^2-

Pb(OH)₂(PbOH)⁺ + OH^-

(PbOH)⁺ Pb⁺ + OH^-

Многоосновные сильные кислоты и многокислотные сильные основания диссоциируют по первой ступени как сильные электролиты, а по второй - как электролиты средней силы, например:

H₂SO₄H⁺ + HSO₄^-

HSO₄H⁺ + SO₄^2-

Ca(OH)₂CaOH⁺ + OH^-

CaOH⁺ Ca²⁺ + OH^-

Реакции в водных растворах электролитов протекают между их ионами.

Реакции, осуществляющиеся в результате обмена между электролитами, называются реакциями обмена.

Отличительной чертой реакции обмена является сохранение всех веществ их степеней окисления.

Реакциями обмена, написанными в молекулярной форме, не отражаются особенности взаимодействия между ионами в растворе. Эти особенности отражаются ионно-молекулярными уравнениями.

При составлении ионно-молекулярных уравнений:

1) сильные электролиты записывают в виде ионов;

2) вещества малодиссоциированные, малорастворимые и газообразные записывают в виде молекул.

Например: NiSO_4,+ 2NaOH = Ni(OH)₂ +Na₂SO₄ -молекулярное уравнение реакции.

Полное ионно-молекулярное уравнение этой реакции имеет вид:

Ni²⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + 2OH^- = Ni(OH)₂ + 2Na⁺ + SO₄^2-

Сущность протекающего химического взаимодействия отражает краткое ионно-молекулярное уравнение:

Ni²⁺ + 2OH^- = Ni(OH)₂

Краткое ионно-молекулярное уравнение не исключает те ионы, которые присутствуют в неизменном виде и качестве в правой и левой частях полного ионно-молекулярного уравнения.

Еще один пример:

CaCO₃^- + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂ -молекулярное уравнение реакции;

CaCO₃ + 2H⁺ + 2Cl²⁺ = Ca²⁺ + 2Cl^- + CO₂ -полное ионно-молекулярное уравнение.

СaCO₃ + 2H⁺ = Ca²⁺ + H₂O + CO₂ -краткое ионно- молекулярное уравнение.

В соответствии с принципом смещения равновесия реакции обмена между электролитами в растворе пойдут в одну сторону, если какое-либо вещество будет удаляться из сферы реакции по мере ее протекания.

Реакции обмена будут протекать в прямом направлении, если в результате реакции образуются:

1) малорастворимое соединение;

2) малодиссоциированное соединение;

3) газообразное соединение;

4) комплексное соединение.

Например:

1.BaCl₂ + Na₂SO₄ + BaSO₄ + 2NaCl

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄

2. NaOH + HСl = NaCl + H₂O

H⁺ + OH^- = H₂O

3. Na₂S + H₂SO₄ = H₂S + Na₂SO₄

2H⁺ + S^2- = H₂S

4. AlCl₃ + 4KOH = K[Al(OH)₄] + 3KCl

Al²⁺ + 4OH^- = [Al(OH)₄]^-