Тема 2. Электролитическая диссоциация. Ионно-молекулярные уравнения. Гидролиз

 Вопросы для самостоятельной работы

1.Какие вещества называются электролитами, неэлектролитами? Приведите примеры.

2. Основы теории электролитической диссоциации.

3. Константа диссоциации, степень диссоциации.

4. Сильные и слабые электролиты. Применение законов химического равновесия к диссоциации слабых электролитов.

5.Кислоты, основания, соли в свете теории электролитической диссоциации.

6. Ионные уравнения.

7. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Смещение ионного равновесия воды.

8. Гидролиз солей. Степень гидролиза, константа гидролиза.

Электролитами называют вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

К электролитам относятся неорганические кислоты, основания, амфотерные гидроксиды и соли. Они распадаются в водных растворах и расплавах на катионы (Kⁿ⁺) и анионы (A^m-).

Процесс распада молекул электролитов на ионы в среде растворителя получил название электролитической диссоциации (или ионизации).

Для количественной характеристики силы электролита используют понятие степени электролитической диссоциации (ионизации) – α, которая равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу молекул электролита, введенных в раствор (N):

α = n / N.

Таким образом, α выражают в долях единицы или процентах. По степени диссоциации электролиты условно подразделяют на сильные (α ≈ 1) и слабые (α < 1).

Сильные электролиты:

1. Соли (средние, кислые): Al₂(SO₄)₃, NaHCO₃

2. Неорганические кислоты: HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HI, HClO₄ и др.

3. Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: KOH, NaOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ и др.

Сильные электролиты диссоциируют в водном растворе практически нацело:

Al₂(SO₄)₃ = 2Al³⁺ + 3SO²₄ ^–

NaHCO₃ = Na⁺ + НCО^-

HNO₃ = Н⁺ + NO₃^-

H₂SO₄ = 2Н⁺ + SO²₄ ^-

Слабые электролиты:

1) Почти все органические кислоты: СН₃СООН, Н₂С₂О₄ и др.

2) Некоторые неорганические кислоты: Н₂СО₃, H₂S, HCN, H₂SiO₃, HNO₂, H₂SO₃, H₃PO₄ и др.

3) Гидроксиды металлов основного характера (кроме щелочных и щелочноземельных) и гидроксид аммония NH₄OH.

4) Амфотерные гидроксиды: Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂ и др.

5) Вода.

Для слабых электролитов диссоциация – обратимый процесс, для которого справедливы общие законы равновесия.

Согласно теории электролитической диссоциации, реакции между кислотами, основаниями и солями в водных растворах протекают между ионами, на которые распадаются молекулы этих веществ. Ионные реакции становятся практически осуществимы, когда в результате реакции образуется:

а) слабодиссоциирующее вещество;

б) осадок;

в) газообразное вещество.

Пример: AgNO₃ + NaCl = AgCl↓ + NaNO₃.

Ионная форма (полная) данного уравнения:

Ag⁺ + NO₃^– + Na⁺ + Cl^–= AgCl↓ + Na⁺ + NO^–₃.

сокращенное ионное уравнение: Ag⁺ + Cl^– = AgCl ↓.

При составлении ионных уравнений нужно соблюдать последовательность:

а) написать молекулярное уравнение;

б) переписать это уравнение, заменяя молекулярные формулы ионами, на которые распадаются молекулы каждого из этих электролитов. Формулы веществ (малодиссоциирующих, выпадающих в осадок или газообразных) переписать в виде молекул;

в) сопоставлением правой и левой части равенства установить, какие ионы не участвуют в реакции (эти ионы находятся в свободном состоянии в обеих частях равенства в одинаковом количестве), для наглядности (условно) их можно перечеркнуть;

г) выписать формулы только тех ионов и молекул, которые участвуют в реакции.

В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации − ионами. Например, для реакции диссоциации уксусной кислоты в водном растворе устанавливается равновесие: CH₃COOH ↔ CH₃COO⁻ + H⁺, которое количественно характеризуется константой равновесия (или ее называют константой диссоциации − Кд):

K_д = [СН₃СОО^-][Н⁺]

[СН₃СООН]

Так как С_H+ = С_CH3COO− = С⋅α, C_CH3COOH = (1 − α)·С, где С – молярная концентрация, то

Кд = С⋅α² ,

1− α

при α <<1 Кд = С⋅α² – это выражение называют законом разбавления Оствальда для слабых электролитов.