Выполнения работы

По способности проводить электрический ток в водном растворе или расплаве вещества делятся на электролиты и неэлектролиты. Электролитами называют вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией.

Ионы – это атомы или группы атомов, несущие положительный или отрицательный заряд.

Диссоциация процесс обратимый и равновесный. Это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы – диссоциация и объединение ионов в молекулы – ассоциация. В растворе сильных электролитов преобладает процесс диссоциации и равновесие сильно смещено вправо, а в растворе слабых электролитов равновесие смещено влево, так как преобладает процесс ассоциации:

HNO₃ ↔H⁺ + NO₃⁻; HNO₂ ↔ H⁺ + NO₂⁻.

В водных растворах одни электролиты полностью распадаются на ионы, другие - частично, т.е. часть молекул электролита остается в растворе в недиссоциированном виде.

Число (α), показывающее, какая часть молекул растворенного вещества распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоциации.

α = (n/N) ·100 [%],

где n – число молекул электролита, распавшихся на ионы;

N – общее число молекул электролита в растворе.

В зависимости от значения степени диссоциации электролиты делятся на сильные, слабые и электролиты средней силы.

Сильные электролиты – это электролиты, степень диссоциации которых в 0,1 М водном растворе больше 30 %.

Слабые электролиты – это электролиты, степень диссоциации которых в 0,1 М водном растворе меньше 3 %.

Электролиты, степень диссоциации которых лежит в пределах 3 – 30 % являются электролитами средней силы.

Для характеристики слабых электролитов применяют величину, называемую константой диссоциации.

В растворах слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами, например:

СН₃СООН ↔ Н⁺ + СН₃СОО⁻.

Применив закон действия масс для этого химического равновесия, получим:

К_а = [Н⁺] · [ СН₃СОО⁻] / [СН₃СООН].

Константу равновесия (К_а) в этом случае называют константой диссоциации. Константа диссоциации характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем больше значение константы диссоциации, тем сильнее электролит, тем легче электролит распадается на ионы, и тем больше ионов в его растворе.

Закон разбавления Оствальда осуществляет связь между степенью и константой диссоциации:

К_а= α²С_М / (1- α),

где С_М – молярная концентрация электролита, моль/л,

К_а – константа диссоциации кислоты.

Если степень диссоциации значительно меньше единицы, то при приближенных вычислениях можно принять, что 1 – α ~ 1. Тогда выражение закона разбавления упрощается: _____

К = α²С_М, откуда α = √ К/С_М .

В растворах многоосновных кислот, а также оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, устанавливаются ступенчатые равновесия, отвечающие последовательным стадиям диссоциации. Так, диссоциация ортофосфорной кислоты протекает в три ступени:

I ст. Н₃РО₄ ↔ Н⁺ + Н₂РО₄^-K₁ = 7,5∙10^-5;

II ст. H₂PO₄^- ↔ Н⁺ + НРО₄^2-K_II = 6,3∙10^-8;

III ст. НРО₄^2- ↔ Н⁺ + РО₄^3- K_III = 1,3∙10^-12.

Каждой ступени соответствует определенное значение константы диссоциации. Поскольку К_I>> К_II>> К_III, то в наибольшей степени протекает диссоциация по первой ступени, а при переходе к каждой последующей ступени степень диссоциации резко уменьшается. Это объясняется тем, что энергия, которая необходима для отрыва иона Н⁺ или ОН⁻ от нейтральной молекулы кислоты или основания, минимальна. При диссоциации по следующей ступени энергия увеличивается, так как отрыв ионов происходит от противоположно заряженных частиц.

Реакции в растворах электролитов, при которых не происходит изменение заряда ионов, называются ионообменными реакциями. Обменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов, приводящего к образованию малорастворимых или летучих веществ, молекул слабых электролитов. Сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекулярных уравнений. В таких уравнениях сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и соединения в газообразном состоянии записываются в молекулярной форме.

Например,

1. BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓+ 2HCl (молекулярное уравнение).

Ba²⁺ + 2Cl⁻ + 2H⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄ + 2H⁺ + 2Cl⁻,

(полное ионно-молекулярное уравнение).

Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄ (сокращенное ионно-молекулярное уравнение).

 

2. HCl + NaOH = NaCl + H₂O (слабый электролит),

H⁺ + Cl⁻ + Na⁺ + OH⁻ = Na⁺ + Cl⁻ + H₂O,

H⁺ + OH⁻ = H₂O.

Вопросы к защите работы

1. Приведите два примера реакций с образованием практически нерастворимых и малорастворимых солей. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

2. Приведите по одному примера реакций с образованием практически нерастворимых и малорастворимых кислот и оснований. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

3. Приведите два примера реакций с образованием газообразных малорастворимых в воде веществ. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

4. Приведите три примера реакций с образованием слабых электролитов. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

5. Приведите по одному примеру реакций перевода кислой и основной соли в нормальные (средние) соли. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

6. Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций амфотерного гидроксида хрома с серной кислотой и с раствором гидроксида калия.

7. Объясните и подтвердите расчетом, почему сульфид цинка взаимодействует с соляной кислотой (напишите уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде), а сульфид кадмия не взаимодействует.

Ø Учебная литература: /1/, с 232-245.; /2/, с 437-440.; /3/, с.212.