1.4.5 Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты

База знаний ЕГЭ Химия Добавлено: 29-07-2017, 10:05

Видеоурок: Классификация и свойства растворов электролитов

Лекция: Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты

Электролитическая диссоциация

Вам уже известно, что химические связи между атомами могут быть ионными, ковалентными, металлическими и водородными. Большинство химических реакций протекает в растворах. И как поведет себя вещество в этих растворах зависит от характера названных связей.

На уроках физики вы узнали, что некоторые вещества способны проводить электрический ток. Эта способность определяется наличием в их молекулах заряженных ионов. К таким веществам относятся растворы кислот, солей, оснований и называются они электролитами. Эти вещества образуют ионную и сильно полярную ковалентную связи. Вещества, не относящиеся ни к одной из перечисленных групп, являются неэлетролитами. К ним можно отнести: простые вещества, оксиды, органические вещества (к примеру, спирты, углеводороды, углеводы, хлорпроизводные углеводородов). Эти вещества образуют неполярные или малополярные ковалентные связи.

Под электролитической диссоциацией следует понимать распад вещества на свободные ионы при его растворении в воде.

Автором теории электролитической диссоциации является шведский физик и химик Сванте Аррениус. Его основная идея заключается в том, что под действием воды как растворителя электролиты распадаются на свободные ионы, переносящие электрический заряд:

«+» - катион;
«-» - анион.

Под действием электрического тока катионы движутся к катоду со знаком «-», а анионы к аноду со знаком «+».

Помните, реакция электролитической диссоциации относится к обратимым. Прямая реакция называется электролитической диссоциацией, а обратная – моляризацией.

Число молекул, распавшихся на ионы показывает степень диссоциации, которая обозначается буквой альфа – α. Зависит она от природы реагентов, их концентрации и t.

Степень диссоциации вычисляется по формуле a = n / N, где n – это число распавшихся ионов, N – число молекул.

Сильные и слабые электролиты

Если перед нами вещества, чьи молекулы отлично распадаются на ионы, то мы имеем дело с сильными электролитами. А те, чьи молекулы мало распадаются на ионы являются слабыми.

К сильным относятся:

HCl, HBr, HClO₄, H₂SO₄ и другие сильные кислоты;
LiOH, NaOH, RbOH и другие щелочи;
Ba(OH)₂,Ca(OH)₂ и другие гидроксиды щелочноземельных металлов;
Все соли, растворимые в воде

К слабым электролитам относятся:

Вода;
Почти все органические кислоты (CH₃COOH, C₂H₅COOH), некоторые неорганические кислоты (H₂CO₃, H₂S)
Малорастворимые в воде соли (Ca₃(PO₄)₂)
Малорастворимые основания и гидроксид аммония; Cu(OH)₂; Al(OH)₃; NH₄OH).

Условная степень диссоциации сильных электролитов: α>30%; а слабых: α<1%.

Рассмотрим особенности протекания электролитической диссоциации солей, основания, кислот:

Электролитическая диссоциация оснований

Диссоциация щелочей дает катионы металла и всегда анионы гидроксогруппы OH.

К примеру: Ca(OH)₂↔ Ca² + 2OH^-

Слабые многокислотные основания диссоциируют по ступеням. Возьмем в пример оксид железа:

Fe(OH)₂ ↔ (FeOH)⁺+ОH^-
(FeOH)⁺↔ Fe₂ + ОH^-

Диссоциация амфотерных оснований, проявляющих себя в реакциях то, как кислоты, то как основания, может протекать двумя способами. По типу диссоциации оснований, либо по типу диссоциации кислот.

Электролитическая диссоциация кислот

При диссоциации кислот образуются анионы кислотного остатка и всегда катионы водорода (H⁺).

К примеру: HCl ↔ H⁺ + Cl^-

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют по ступеням. Рассмотрим на примере фосфорной кислоты:

Н₃РО₄ ↔ Н⁺ + Н₂РО₄^-1
Н₂РО₄^-1 ↔ Н⁺ + НРO₄^-2
НРО₄^-2 ↔ Н⁺ + PО₄^-3

Электролитическая диссоциация солей

Соли диссоциируют на катион металла и анион кислотного остатка.

Сульфат алюминия: Al₂(SO₄)₃↔ 2Al³⁺ + 3(SO₄)^2-

В данной реакции образовалось 2 моли ионов Al³⁺и3 моли SO₄^2-, следовательно, катионов меньше, чем анионов в полтора раза.

Фосфат натрия: Na₃PO₄↔ 3Na⁺ + PO₄^3-

В данной реакции катионов образовалось в три раза больше, чем анионов. Как видно из уравнений, соли распались на катионы металла и анионы кислотного остатка. В этих реакциях вы не видите основного участника любой реакции электролитической диссоциации: H₂O. Принято не записывать данное вещество в схеме, но иметь ввиду, что вода есть.

Так как молекула любого вещества нейтральна, заряд катионов и анионов в сумме также нейтрален:

Al₂(SO₄)₃– 2 • (+3) + 3 • (-2) = +6 - 6 = 0

Давайте, научимся определять мольную концентрацию катионов и анионов: Сколько ионов образуется при электролитической диссоциации 0,06 моль сульфата алюминия?

Нам уже известно, что при диссоциации Al₂(SO₄)₃образуются 2 моли ионов Al³⁺и3 моли SO₄^2-. Узнаем теперь их мольную концентрацию:

2Al³ = 2 • 0,06 = 0,12 (мольная концентрация катионов);
3(SO₄)^2-= 3 • 0,06 = 0,18 (мольная концентрация анионов).

Таблица растворимости солей, кислот и оснований в воде

Р – растворимо М- малорастворимо (< 0,1 М) Н- нерастворимо (< 10^-4 М)

Предыдущий урок

Следующий урок

На правах рекламы

1.4.5 Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты

Оставить комментарий