Как определить какой электролит

CHEMEGE.RU

Подготовка к ЕГЭ по химии и олимпиадам

Теория электролитической диссоциации

Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые электролиты.

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.

Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.

К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.

В чем же суть процесса электролитической диссоциации?

Поместим в пробирку несколько кристаллов хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое время кристаллы растворятся. Что произошло?
Хлорид натрия – вещество с ионной кристаллической решеткой. Кристалл NaCl состоит из ионов Na + и Cl — . В воде этот кристалл распадается на структурные единицы-ионы. При этом распадаются ионные химические связи и некоторые водородные связи между молекулами воды. Попавшие в воду ионы Na + и Cl — вступают во взаимодействие с молекулами воды. В случае хлорид-ионов можно говорить про электростатическое притяжение дипольных (полярных) молекул воды к аниону хлора, а в случае катионов натрия оно приближается по своей природе к донорно-акцепторному (когда электронная пара атома кислорода помещается на вакантные орбитали иона натрия). Окруженные молекулами воды ионы покрываются гидратной оболочкой. Диссоциация хлорида натрия описывается уравнением:

NaCl = Na + + Cl –

При растворении в воде соединений с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе. Например, соляная ксилота диссоциирует на ионы так: HCl = H + + Cl — .

При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.

Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:

Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.

Nпродисс — это число продиссоциировавших молекул,

Nисх — это исходное число молекул.

По степени диссоциации электролиты делят на 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.

Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е. степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ. В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.

Слабые электролиты (α

1. Слабые кислоты, в т.ч. органические;

2. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH4OH;

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.).

Как диссоциируют вещества? По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты диссоциируют полностью (в насыщенных растворах), в одну ступень, все молекулы распадаются на ионы, практически необратимо. Обратите внимание — при диссоциации в растворе образуются только устойчивые ионы. Самые распространенные ионы можно найти в таблице растворимости — это ваша официальная шпаргалка на любом экзамене. Степень диссоциации сильных электролитов примерно равна 1. Например, при диссоциации фосфата натрия образуются ионы Na + и PO4 3– :

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:

HCO3 – ↔ H + + CO3 2–

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:

KHCO3 ⇄ K + + HCO3 – (α=1)

HCO3 – ⇄ H + + CO3 2– (α + + Cl – (α=1)

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α 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.

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

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.

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

Примеры .

1. При неполной диссоциации 1 моль соли общее количество положительных и отрицательных ионов в растворе составило 3,4 моль. Формула соли – а) K2S б) Ba(ClO3)2 в) NH4NO3 г) Fe(NO3)3

Решение: для начала определим силу электролитов. Это легко можно сделать по таблице растворимости. Все соли, приведенные в ответах — растворимые, т.е. сильные электролиты. Далее, запишем уравнения электролитической диссоциации и по уравнению определим максимально число ионов в каждом растворе:

а) K2S ⇄ 2K + + S 2– , при полном распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не получится никак;

б) Ba(ClO3)2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO3 , опять при распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не образуется никак;

в) NH4NO3 ⇄ NH4 + + NO3 , при распаде 1 моль нитрата аммония образуется 2 моль ионов максимально, больше 2 моль ионов не образуется никак;

г) Fe(NO3)3 ⇄ Fe 3+ + 3NO3 , при полном распаде 1 моль нитрата железа (III) образуется 4 моль ионов. Следовательно, при неполном распаде 1 моль нитрата железа возможно образование меньшего числа ионов (неполный распад возможен в насыщенном растворе соли). Следовательно, вариант 4 нам подходит.

Сильные электролиты

Электролитическая диссоциация

Чтобы раствор или расплав проводил электрических ток, необходимо наличие заряженных частиц – ионов. Распадаются на ионы, т.е. подвергаются электролитической диссоциации вещества, содержащие полярные молекулы. Под действием молекул воды или высокой температуры разрушаются ковалентные полярные или ионные связи. В результате образуются катионы – положительно заряженные ионы и анионы – отрицательно заряженные ионы.

Рис. 1. Катионы и анионы.

Реакция электролитической диссоциации записывается с помощью ионного уравнения:

  • HCl → H + + Cl – ;
  • КОН → К + + ОН – ;
  • Na3PO4 → 3Na + + PO4 3- .

Скорость реакции и полнота разложения веществ зависит от степени диссоциации. Эта величина показывает, какая часть молекул от общего количества молекул вещества распалась на катионы и анионы. От степени диссоциации зависит, как поведёт себя вещество в растворе – растворится полностью или частично.

Степень диссоциации зависит он некоторых внешних факторов. Показатель степени можно увеличить с помощью повышения температуры. В кипящей воде электролит диссоциирует быстрее, молекулы активнее распадаются на ионы. А вот повышение концентрации вещества уменьшает степень диссоциации. Чем больше концентрация электролита, тем меньше действие растворителя и, следовательно, слабее диссоциация.

Степень диссоциации чаще всего выражают в процентах. Для вычисления степени диссоциации используется формула:

  • n – количество молекул, распавшихся на катионы и анионы;
  • N – общее число молекул электролита.

Электролиты, молекулы которых быстро и необратимо распадаются на ионы, называются сильными электролитами.

Рис. 2. Сильные электролиты.

Сильные электролиты

Степень диссоциации сильных электролитов больше 0,3 или 30 %. Они диссоциируют практически полностью. Диссоциация в этом случае необратима.

Список сильных электролитов:

Определить, какая соль относится к сильным электролитам, можно с помощью таблицы растворимости солей. Все растворимые в воде соли – сильные электролиты, малорастворимые и нерастворимые соли – слабые электролиты.

Рис. 3. Таблица растворимости солей.

Что мы узнали?

Из урока химии узнали, что такое электролитическая диссоциация и какие электролиты относятся к сильным. Электролитическая диссоциация характеризуется степенью диссоциации. Чем выше степень диссоциации, тем больше распадается электролит. У сильных электролитов степень диссоциации больше 30 %. К ним относятся сильные неорганические кислоты, растворимые соли и щёлочи. На степень диссоциации могут влиять внешние факторы – температура, концентрация, давление.

Сильные и слабые электролиты — степень диссоциации

Электролиты — вещества, расплавы или растворы которых могут проводить электрический ток.

Неэлектролиты — вещества, расплавы или растворы которых не могут проводить электрический ток.

Диссоциация и степень диссоциации

Диссоциация — это распад соединений на ионы.

Степень диссоциации (α) — это отношения числа продиссоциировавших, то есть распавшихся на ионы молекул к их общему числу растворенных молекул.

Формула:

Стрелкой → обозначают распад соединений на ионы.

Стрелкой ← обозначают обратный процесс.

Сильные электролиты

Сильные электролиты — это вещества, которые при растворении в воде почти полностью диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации ставят знак равенства (=) для сильных электролитов.

К сильным электролитам относятся:

  • Многие неорганические кислоты, такие как: H2SO4, HNO3, HClO3, HMnO4, HClO4, HBr, HCl, HI.
  • Основания щелочноземельных (Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2) и щелочных (KOH, NaOH, LiOH) металлов.
  • Растворимые соли.

Слабые электролиты

Слабые электролиты — это такие вещества, которые только частично диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации ставят знак обратимости (⇄) для слабых электролитов.

К слабым электролитам относятся:

  • Вода и практически все органические кислоты.
  • Некоторые неорганические кислоты: H3PO4, H2SiO3, H2S, H3PO4, HNO2, H2CO3.
  • Нерастворимые гидроксиды металлов: Zn(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2.

Сильные и слабые электролиты

Как различить сильные и слабые электролиты? Сильные электролиты в растворах почти полностью диссоциированы. К данной группе в большой степени относятся соли, сильные кислоты и щелочи. Слабые электролиты включают слабые основания и кислоты, а также некоторые соли, цианид ртути (II), хлорид ртути (II), иодид кадмия и роданид железа (II).

Степень диссоциации, сильные и слабые электролиты — видео

Как определить какой электролит

1.1. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сила электролитов

Согласно теории электролитической диссоциации, соли, кислоты, гидроксиды, растворяясь в воде, полностью или частично распадаются на самостоятельные частицы – ионы.

Процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя называют электролитической диссоциацией. Вещества, диссоциирующие на ионы в растворах, называют электролитами. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами; к ним относятся, например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами; к ним принадлежат ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы.

Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита (α) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы ( n ), к общему числу его молекул в растворе ( N ), или

α = .

Степень электролитической диссоциации принято выражать либо в долях единицы, либо в процентах.

Электролиты со степенью диссоциации больше 0,3 (30%) обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 0,03 (3%) до 0,3 (30%)—средними, менее 0,03 (3%)—слабыми электролитами. Так, для 0,1 M раствора CH 3 COOH α = 0,013 (или 1,3 %). Следовательно, уксусная кислота является слабым электролитом. Степень диссоциации показывает, какая часть растворенных молекул вещества распалась на ионы. Степень электролитической диссоциации электролита в водных растворах зависит от природы электролита, его концентрации и температуры.

По своей природе электролиты можно условно разделить на две большие группы: сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (α = 1).

К сильным электролитам относятся:

1) кислоты ( H 2 SO 4 , HCl , HNO 3 , HBr , HI , HClO 4 , H М nO 4 );

2) основания – гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы (щелочи) – LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , а также гидроксиды щелочноземельных металлов – Ba ( OH )2 , Ca ( OH )2, Sr ( OH )2;.

3) соли, растворимые в воде (см. таблицу растворимости).

Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном в недиссоциированном состоянии (в молекулярной форме). Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

К слабым электролитам относятся:

1) неорганические кислоты ( H 2 CO 3 , H 2 S , HNO 2 , H 2 SO 3 , HCN , H 3 PO 4 , H 2 SiO 3 , HCNS , HСlO и др.);

3) гидроксид аммония ( NH 4 OH );

4) большинство органических кислот

(например, уксусная CH3COOH, муравьиная HCOOH);

5) нерастворимые и малорастворимые соли и гидроксиды некоторых металлов (см. таблицу растворимости).

Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. Например, диссоциация соляной кислоты (НС l ) записывается следующим образом:

Основания диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксид-ионов. Например, диссоциация КОН

Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато. Например,

H2CO3H + + HCO3 – ,

HCO3H + + CO3 2– .

Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой

.

Для диссоциации по второй ступени:

.

В случае угольной кислоты константы диссоциации имеют следующие значения: KI = 4,3 × 10 –7 , KII = 5,6 × 10 –11 . Для ступенчатой диссоциации всегда KI>KII>KIII> . , т.к. энергия, которую необходимо затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы.

Средние (нормальные) соли, растворимые в воде, диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка

Кислые соли (гидросоли) – электролиты, содержащие в анионе водород, способный отщепляться в виде иона водорода Н + . Кислые соли рассматривают как продукт, получающийся из многоосновных кислот, в которых не все атомы водорода замещены на металл. Диссоциация кислых солей происходит по ступеням, например:

KHCO 3 K + + HCO 3 – (первая ступень)

HCO 3H + + CO 3 2– (вторая ступень).

Однако степень электролитической диссоциации по второй ступени очень мала, поэтому раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.

Основные соли (гидроксосоли) – электролиты, содержащие в катионе одну или несколько гидроксо-групп OH – . Основные соли характерны для многовалентных металлов. Основные соли диссоциируют с образованием основных и кислотных остатков. Например:

FeOHCl 2 FeOH 2+ + 2 Cl – (первая ступень);

FeOH 2+ Fe 3+ + OH – (вторая ступень);

( ZnOH )2 SO 4 2 ZnOH + + SO 4 2– (первая ступень);

ZnOH + Zn 2+ + OH – (вторая ступень).

Шпаргалка “Электролиты и неэлектролиты”

Краткий вариант материала по теме “Электролиты и неэлектролиты”. Позволяет быстро ориентироватся в теме, т.к. представлен в виде таблицы с определениями и примерами. Поможет систематизировать знания, подготовится к проверочным и тестовым работам.

Просмотр содержимого документа
«Шпаргалка “Электролиты и неэлектролиты”»

По способности проводить ток в водном растворе или расплаве

проводят ток в растворе или расплаве

(т.к. присутствуют заряженные частицы – ионы),

проводники второго рода

не проводят ток в растворе или расплаве

(т.к. не образуют ионы)

ионной или сильно полярной ковалентной связью

неполярной или слабо полярной ковалентной связью

органические соединения (углеводороды, сахароза,спирты),

степень диссоциации больше 30%

степень диссоциации меньше 3%

все соли – как растворимые, так и плохо растворимые;

сильные основания (LiOH, KOH, NaOH, Ba(OH)2))

слабые основания – нерастворимые гидроксиды металлов и NH4OH.

. Степень диссоциации зависит от концентрации вещества в растворе, поэтому некоторые слабые электролиты при разбавлении могут стать сильными.

Степень диссоциации (α) – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (Nрасп.) к общему числу растворенных молекул (Nобщ.)

По способности проводить ток в водном растворе или расплаве

проводят ток в растворе или расплаве

(т.к. присутствуют заряженные частицы – ионы),

проводники второго рода

не проводят ток в растворе или расплаве

(т.к. не образуют ионы)

ионной или сильно полярной ковалентной связью

неполярной или слабо полярной ковалентной связью

органические соединения (углеводороды, сахароза,спирты),

степень диссоциации больше 30%

степень диссоциации меньше 3%

все соли – как растворимые, так и плохо растворимые;

сильные основания (LiOH, KOH, NaOH, Ba(OH)2))

слабые основания – нерастворимые гидроксиды металлов и NH4OH.

. Степень диссоциации зависит от концентрации вещества в растворе, поэтому некоторые слабые электролиты при разбавлении могут стать сильными.

Степень диссоциации (α) – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (Nрасп.) к общему числу растворенных молекул (Nобщ.)

Ссылка на основную публикацию