Теория электролитической диссоциации ЕГЭ

Электролитическая

диссоциация

Теория электролитической диссоциации

В Первой половине 19 века М. Фарадей ввел понятия об электролитах и неэлектролитах.

Электролитами он назвал вещества, которые проводят электрический ток.

Неэлектролитами она назвал вещества, которые не проводят электрический ток.

Электропроводность раствора можно установить с помощью прибора, изображенного на рисунке.

Два металлических или угольных электрода помещают в раствор и соединяют с источником тока. Если раствор проводит электрический ток, то цепь замыкается, о чем свидетельствует показание вольтметра в цепи или загорание лампочки.

Схема прибора для определения электропроводности раствора: 1 - источник тока; 2 - гальванометр или лампочка; 3 - электроды; 4 - исследуемый раствор

При погружении электродов в дистиллированную воду лампочка не загорается. Чистая вода не проводит электрический ток.

Дистиллированная вода

Не проводит ток и сухая поваренная соль NaCl , если в нее погрузить электроды.

Сухая соль NaCl

А вот водный раствор этой же соли проводит электрический ток. Точно так же ведут себя и другие соли, многие основания и кислоты. Например, безводные кислоты — очень плохие проводники, но водные растворы кислот хорошо проводят ток. Более того, расплавы солей и щелочей также проводят электрический ток.

Водный раствор NaCl

Электролиты- вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.       Неэлектролиты- вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток.

Что называют электрическим током?

Откуда заряженные частицы берутся в растворах электролитов?

Для объяснения свойств водных растворов электролитов шведский ученый С. Аррениус (1859-1927) предложил теорию электролитической диссоциации . Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются на свободные ионы. Этот процесс был назван электролитической диссоциацией.

Электрический ток — упорядоченное движение заряженных частиц

Молекулы электролита в водном растворе распадаются (диссоциируют) на ионы.

Электролитическая диссоциация — распад электролита на ионы.

Ионы — заряженные частицы.

Катионы — положительные ионы.

Анионы — отрицательные ионы.

• Причина диссоциации электролита в растворе является его гидратация - взаимодействие с молекулами воды

• Ионы, которые образуются при диссоциации, будут гидратированными, и их свойства будут отличаться от свойств негидратированных ионов, т. е. не связанных с молекулами воды.

Электролитами могут быть только вещества с ионной и ковалентной полярной связями (это растворимые соли, основания, кислоты)

Диссоциация веществ

с ионной связью протекает

в 3 стадии:

• Ориентация- хаотически движущиеся молекулы воды ориентируются у ионов кристалла противоположными к ним полюсами
• Гидратация- диполи воды взаимодействуют с ионами поверхностного слоя кристалла
• Диссоциация- молекулы воды перемещаются в раствор вместе с гидратированными ионами

Диссоциация веществ с ковалентной полярной связью происходит несколько сложнее, например диссоциация хлороводорода в воде .

4 стадии:

• Ориентация
• Гидратация
• Ионизация- превращение ковалентной полярной связи в ионную
• Диссоциация

При расплавлении энергия, подводимая к кристаллам (например NаCl) усиливают колебания ионов в узлах кристаллической решетки, в результате чего связи между ионами разрушаются и появляются свободные ионы.

По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.

Сильные электролиты (α≈1):

1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH3COOK, формиат натрия HCOONa и др.)

2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO3, H2SO4 (по первой ступени), HClO4 и др.;

3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.

Слабые электролиты (α

1. Слабые кислоты ( H 2 S, H 2 CO 3 , HNO 2 , HClO, H 2 SiO 3 , H 3 BO 3 , H 3 PO 3 ), в т.ч. органические;

2. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH 4 OH;

3. Нерастворимые и некоторые малорастворимые соли (в зависимости от растворимости).

Неэлектролиты:

1. Оксиды, не взаимодействующие с водой (взаимодействующие с водой оксиды при растворении в воде вступают в химическую реакцию с образованием гидроксидов);

2. Простые вещества;

3. Большинство органических веществ со слабополярными или неполярными связями (альдегиды, кетоны, углеводороды и т.д.).

Диссоциация слабых электролитов: многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо . Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц. Например, угольная кислота:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 –

HCO 3 –  ↔ H + + CO 3 2–

Диссоциация слабых электролитов: многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо . Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц.

Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:

Mg(OH) 2 ⇄ Mg(OH) + + OH –

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –

Кислые соли диссоциируют также ступенчато, сначала разрываются  ионные связи , затем — ковалентные полярные. Например, гидрокабонат калия и гидроксохлорид магния:

KHCO 3 ⇄ K + + HCO 3 –  (α=1)        

HCO 3 –  ⇄ H + + CO 3 2–  (α

     

Mg(OH)Cl ⇄ MgOH + + Cl –  (α=1)      

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH –  (α

Степень электролитической диссоциации зависит от концентрации электролита в растворе:

Чем раствор концентрированнее,

тем степень электролитической диссоциации меньше .

Чем раствор разбавленнее, тем она больше .

Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора:

Степень электролитической диссоциации растёт при нагревании:

поскольку диссоциация-

процесс эндотермический, нагревание смещает равновесие вправо,

в сторону продуктов диссоциации.

Положения ТЭД Аррениуса С.

1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы.

2. Причина диссоциации электролиты в воде – это его гидратация , т.е. взаимодействие с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

Положения ТЭД Аррениуса С.

3. Под действием внешнего электрического поля положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному электроду — катоду, их называют катионами. Отрицательно заряженные электроны движутся к положительному электроду – аноду. Их называют анионами.

Положения ТЭД Аррениуса С.

4. Электролитическая диссоциация происходит обратимо для слабых электролитов, и практически необратимо для сильных электролитов.

5. Электролиты могут в разной степени диссоциировать на ионы — в зависимости от внешних условий, концентрации и природы электролита.

Положения ТЭД Аррениуса С.

6. Химические свойства ионов отличаются от свойств простых веществ. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые из него образуются при диссоциации.

1. В водном растворе ступенчато диссоциирует:

1)KOH 2)CuCl 2 3)Ca(OH) 2 4)Na 2 SO 4

2. К электролитам относят все вещества ряда:

1)C2H6, Ca(OH)2 , H2S , ZnSO4

2)BaCl2, CH3OCH3, NaNO3, H2SO4

3)KOH, H3PO4, MgF2, CH3COONa

4)PbCO3, AlBr3, C12H22O11, H2SO3

3. Электрический ток проводит:

1)Спиртовой раствор йода

2) Расплав парафина

3) Расплав ацетата натрия

4)Водный раствор глюкозы

4. Электрический ток не проводит водный раствор:

1)хлорида метил- аммония

2)ацетата натрия

3) глицерина

4)муравьиной кислоты

5. Сильными электролитами являются все вещества группы:

1)KOH, HNO3, H2SO4

2)H2S, H2SO3, H2SO4

3)MgCl2, CH3COOH, NaOH

4)H2S, CH3COOH, H2SO3

6. Отметьте самый сильный электролит:

1)RbOH

2)Ca(OH)2

3)Cu(OH)2 или СuOH

4)LiOH

Реакции ионного обмена (РИО)– это реакции между сложными веществами в растворах, в результате которых реагирующие вещества обмениваются своими составными частями. Так как в этих реакциях происходит обмен ионами – они называются ионными.

 

Правило Бертолле: Реакции обмена в растворах электролитов протекают до конца (возможны) только тогда, когда в результате реакции образуется либо твердое малорастворимое вещество (осадок), либо газ, либо вода или любой другой слабый электролит.

 

Правила составления РИО:

На ионы мы не разбиваем:

1. Оксиды; осадки; газы; воду; слабые электролиты (кислоты и основания). (пр.Бертолле)

2. Анионы кислотных остатков кислых солей слабых кислот (НСО 3 — , Н 2 РО 4 — и т.п.) и катионы основных солей слабых оснований Al(OH) 2+

3. Комплексные катионы и анионы: [Al(OH) 4 ] —