100

Глава 9 РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Студент должен уметь:

1.Определять природу электролитов, исходя из типа связей в молекулах веществ;

2.Записывать уравнения электролитической диссоциации.

3.Составлять полные ионные и сокращенные молекулярно-ионные уравнения реакций обмена;

4.Доказывать амфотерность гидроксидов с помощью соответствующих реакций;

5.Вычислять концентрацию ионов в растворах электролитов, их ионную силу и активность.

9.1. Диссоциация, степень диссоциации

Вещества, распадающиеся в растворах и расплавах на ионы, а поэтому проводящие электрический ток, называются электролитами (проводники второго рода). К электролитам относятся кислоты, щѐлочи и соли, а к неэлектролитам − большинство органических соединений.

Электролитическая диссоциация − это процесс распада электролитов на ионы под действием молекул растворителей в растворах и температуры в расплавах.

Степень диссоциации (α) − это отношение числа молекул, распавшихся

на ионы, к общему числу молекул растворѐнного вещества: Nдис.

Nобщ.

Степень диссоциации выражают в долях единицы или процентах.

Степень диссоциации электролитов зависит от концентрации растворов: с

понижением концентрации она возрастает.

101

По степени диссоциации электролиты делятся на 3 группы:

I.Сильные (α > 30%):

-почти все простые растворимые соли. Исключения: HgCl2, ZnI2, Fe(CNS)3, ZnCl2 и некоторые другие;

-гидроксиды щѐлочных металлов и щѐлочноземельных: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ва(ОН)2. Исключение составляют Be(OH)2 и Mg(OH)2;

-сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HMnO4 , HClO4, и др.

II. Средней силы (α от 3% до 30%):

H2SO3, H3PO4, Mg(OH)2 и др.

III.Слабые (α < 3%):

-минеральные кислоты: H2CO3, H2SiO3, HNO2, H3BO3, H2S и др.;

-практически все органические кислоты: CH3COOH, H2C2O4 и др.;

-слаборастворимое основание NH4OH;

-большенство нерастворимых солей и оснований.

Диссоциация кислот, оснований, солей

Кислоты диссоциируют на катионы водорода Н+ и анионы кислотных

102

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ

Пример 1. Какое вещество при диссоциации образует катион Mn2+?

а) KMnO4 б) MnSO4 в) K2MnO4 г) MnO2

Решение: Запишем уравнения диссоциации данных веществ:

Пример 2. При диссоциации какой молекулы образуется больше ионов?

а) CaSO4 б) Ag3PO4 в) Ca3(PO4)2 г) Ag2CrO4

Решение: Запишем уравнения диссоциации данных веществ и определим

Ответ: «б»

103

Пример 4. Какая кислота может образовывать больше видов солей?

а) H2SO4 б) HMnO4 в) H3PO4 г) HClO4

Решение: Способность многоосновных кислот образовывать не только средние, но и кислые соли, объясняется тем, что такие кислоты диссоциируют ступенчато. И чем больше атомов водорода в кислоте, тем больше она может образовывать солей. При этом одна соль будет средняя, а остальные − кислые. Основность наибольшая у H3PO4. Она диссоциирует ступенчато:

H3PO4  H H2 PO4 ; H2 PO4  H HPO 24 ; HPO 24  H PO34 .

Подчѐркнутые ионы реально существуют в растворе фосфорной кислоты. Поэтому она может образовывать соли: Ca(H2PO4)2, CaHPO4, Ca3(PO4)2.

Ответ: «в»

Пример 5. В растворе H4P2O4 больше ионов:

а) P2O74− б) HP2O73− в) H2P2O72− г) H3P2O7−

Решение: Многоосновные кислоты и гидроксиды, образованные многовалентными металлами диссоциируют ступенчато. Каждая ступень характеризуется своим значением константы. Причѐм каждая последующая ступенчатая константа диссоциации меньше предыдущей. Для этой кислоты:

Кд 1=1,4 ∙ 10−1 Кд 2=1,1 ∙ 10−2 Кд 3= 2,1 ∙ 10−7 Кд 4=1,4 ∙ 10−10

Следовательно больше будет ионов, образуемых по I-ой ступени диссоциации:

H4P2O7  H+ + H3P2O7−

Ответ: «г».

9.2. Реакции ионного обмена

Реакции между электролитами – это реакции между их ионами (ионные реакции). Протекают они необратимо, если ионы связываются, а связывание ионов происходит в трѐх случаях: 1) при образовании осадка; 2) при выделении газообразного вещества; 3) при образовании малодиссоциирующих веществ (слабых элетролитов).

Реакции ионного обмена записывают в виде трѐх уравнений: молекулярного, молекулярно-ионных (полного и сокращѐнного).

ZnSO4 2KOH Zn(OH)2 K2 SO4

Zn2 SO42 2K 2OH Zn(OH)2 2K SO42 Zn2 2OH Zn(OH)2