Теория электролитической диссоциации (тэд)



Скачать 97.68 Kb.
Дата24.10.2014
Размер97.68 Kb.
ТипДокументы

Теория электролитической диссоциации (ТЭД)




Электролитическая диссоциация (ЭД) ― процесс распада молекул электролита на ионы при его растворении в воде или расплавлении. Теория электролитической диссоциации (ТЭД) обоснована в 1887 г. шведским ученым С. Аррениусом.

Сванте Август Аррениус



Основные положения ТЭД

  1. Молекулы электролитов при растворении или расплавлении распадаются на ионы.

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

Ионы ― атомы или группы атомов, имеющие “+” или “–“ заряд.

Ионы могут быть простыми Na+, Cl-, S2-, Al3+ и сложными CO2-, NO1-, NH41+.



  1. В растворе или расплаве электролитов ионы движутся хаотически. При пропускании электрического тока через раствор или расплав “+” заряженные ионы движутся к “–“ электроду-катоду, а “–“ заряженные ионы движутся к “+” электроду-аноду.

“+” ионы ― катионы.

“–“ ионы ― анионы.



  1. Диссоциация ― процесс обратимый.

Общая сумма зарядов катионов = общей сумме зарядов анионов.

Mg (NO3)2 ↔ Mg2+ + 2NO31- ― уравнение электролитической диссоциации нитрата магния.

Механизмы диссоциации электролитов с ионным и ковалентным (полярным) типом связи представлены на рис. 5.2.2, рис. 5.2.3, рис. 5.2.4.

Схема процесса растворения кристалла NaCL в воде



Разрыв гетерополярной связи между Na+ и Cl- за счет ионно-дипольного взаимодействия ионов Na+ и Cl- с полярными молекулами воды: А ― гидратацияповерхностно расположенных ионов (предварительная стадия процесса растворения кристалла в воде); В ― свободные гидратированные ионы, продиффундировавшие в жидкую фазу.

Схема диссоциации кристалла KCL



1-2 ― ориентация полярныхмолекул Н2О вокруг кристалла; 3 ― обрзование гидратированных катионов (К+гидр) и анионов (CL-гидр).

Механизм диссоциации электролитов с ковалентным типом связи

png" name="graphics5" align=bottom width=604 height=150 border=0>

А ― ориентация полярных молекул …; Б ― переход (изменение) типа связи с ковалентной полярной на ионную; В ― диссоциация кислоты … с образованием гидратированного катиона (H+гидр) и гидратированнго аниона (CL-гидр)

Классификация электролитов



Электролитическая диссоциация кислот

HCl ↔ H++Cl-.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:


  • H2SO4 ↔ H++HSO4- ― 1-ая ступень;

  • HSO4- ↔ H++SO42- ― 2-ая ступень;

  • H2SO4 ↔ 2H++SO42- ― полная диссоциация.

Ступенчатой диссоциацией многоосновных кислот можно объяснить образование кислых солей (КНSO4, Мg(H2PO4)2).

Кислоты ― электролиты, при диссоциации которых образуется только один вид катионов ― катион водорода H+.

Электролитическая диссоциация оснований

KOH ↔ K++OH-.

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:


  • Са(OH)2 ↔ СаOH++OH- ― 1-ая ступень;

  • СаOH+ ↔ Са2++OH- ― 2-ая ступень;

  • Са(OH)2 ↔ Са2++2OH- ― полная диссоциация.

Ступенчатой диссоциацией многокислотных оснований можно объяснить образование основных солей (FeOHCl).

Основания ― электролиты, при диссоциации образующие только один вид анионов ― гидроксид аниона OH-.

Электролитическая диссоциация средних солей

K2CO3 ↔ 2К++СО32-.

Аl2(SO4)3 ↔ 2Аl3++3SO42-.

Средние соли ― электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и анионы кислотного остатка.

Электролитическая диссоциация кислых солей

КНSO4 ↔ К++НSO4-.

НSO4- ↔ Н++SO42-.

Кислые соли ― электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла, водорода и анионы кислотного остатка.

Электролитическая диссоциация основных солей

FeOHCl ↔ FeOH++Cl-.

FeOH+ ↔ Fe2++OH-.

Основные соли ― электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла, гидроксид анионы и анионы кислотного остатка.

Реакции ионного обмена


Реакции, протекающие между ионами, называются реакциями ионного обмена.

Высокую скорость многих химических реакций в растворах электролитов можно объяснить тем, что они протекают не между молекулами, а между ионами. Для выявления сущности таких реакций их удобнее записывать не в молекулярном, а в ионно-молекулярном виде. Такие уравнения называют ионными.

В ионно-молекулярных уравнениях в виде ионов записываются сильные электролиты, а виде молекул ― малорастворимые соединения, газы и слабые электролиты.

Составление ионного уравнения

п/п

Правила составления ионного уравнения реакции

Пример

1

Записать уравнение реакции в молекулярном виде.

ВаСl2+Na2SO4 → ВаSO4↓+2NaСl

2

По таблице растворимости определить растворимость каждого вещества.

ВаСl2+Na2SO4 → ВаSO4↓+2NaСl

р р н р


3

Записать уравнения диссоциации исходных веществ и продуктов реакции.

ВаСl2 → Ва2++2Сl-

Na2SO4 → 2Na++SO42-

2NaСl → 2Na++2Сl-


4

Составить полное ионное уравнение реакции.

Ва2++2Сl-+2Na++SO42- → ВаSO4↓+2Na++2Сl-

5

Найти одинаковые ионы в левой и правой частях, сократить их и записать сокращенное уравнение реакции.

Ва2++2Сl-+2Na++SO42- → ВаSO4↓+2Na++2Сl-

Ва2++SO42- → ВаSO4



Условия протекания реакций ионного обмена

Реакции ионного обмена могут идти необратимо (до конца) и обратимо.



  1. Необратимые реакции ионного обмена:

    1. С образованием осадка:

AgNO3+NaCl = AgCl↓+NaNO3 ― молекулярное уравнение;

Ag++NO3-+Na++Cl- = AgCl↓+Na++NO3- ― полное молекулярное уравнение;

Ag++Cl- = AgCl↓ ― сокращенное ионное уравнение.


    1. С образованием слабых электролитов (H2O):

NaOH+HCl = NaCl+H2O ― молекулярное уравнение;

Na++OH-+H++Cl- = Na++Cl-+H2O ― полное молекулярное уравнение;

OH-+H+ = H2O ― сокращенное ионное уравнение.



    1. С образованием газообразных веществ:

Na2CO3+2HCl = 2NaCl+H2O+CO2↓ ― молекулярное уравнение;

2Na++CO32-+2H++2Cl- = 2Na++2Cl-+H2O+CO2↓ ― полное молекулярное уравнение;

CO32-+2H+ = H2O+CO2↓ ― сокращенное ионное уравнение.



  1. Если среди исходных веществ имеются слабые электролиты или малорастворимые вещества, то такие реакции обратимы:

Cu(OH)2+2HCl ⇄ CuCl2+2H2O (Cu(OH)2 ― нерастворим; H2O ― слабый электролит)

Cu(OH)2+2H++2Cl- ⇄ Cu2++2Cl-+2H2O;

Cu(OH)2+2H+ ⇄ Cu2++2H2O.


  1. Если исходные вещества ― сильные электролиты ― при взаимодействии не образуют малорастворимых и малодиссоциирующих веществ, то такие реакции не протекают. При смешивании их растворов образуется смесь ионов, которые не соединяются друг с другом:

2NaCl+Ca(NO3)2 ≠ 2NaNO3+CaCl2;

2Na++2Cl--Ca2++2NO3- ≠ 2Na++2NO3-+Ca2++2Cl-.



Качественные реакции на ионы

Большая практическая ценность ионных уравнений реакций состоит в использовании качественных реакций на различные ионы.



Качественные реакции на некоторые ионы

Ион

Реактив

Наблюдаемая реакция

Ag+

Cl-

Ag++Cl- → AgCl↓ (белый творожистый осадок)

Ca2+

CO32-

Ca2++CO32- → CaCO3↓ (белый осадок)

Ba2+

SO42-

Ba2++SO42- → BaSO4↓ (белый кристаллический осадок)

Cu2+

Щелочь ОН-

Cu2++2ОН- → Cu(ОН)2↓ (голубой осадок)

Al3+

Щелочь ОН-

Al3++3ОН- → Al(ОН)3↓ (белый хлопьевидный осадок)

Fe2+

Щелочь ОН-

Красная кровяная соль К3[Fe(CN)6]



Fe2++2ОН- → Fe(ОН)2↓ (зеленоватый осадок)

Fe(ОН)2 (на воздухе буреет)

3Fe2++2[Fe(CN)6]3- → Fe3[Fe(CN)6]2↓ (синий осадок)


Fe3+

Щелочь ОН-

Роданид аммония NH4SCN

Желтая кровяная соль К4[Fe(CN)6]


Fe3++3ОН- → Fe(ОН)3↓ (бурый осадок)

Fe3++3SCN- → Fe(SCN)3↓ (кроваво-красный осадок)

4Fe3++3[Fe(CN)6]4- → Fe4[Fe(CN)6]3↓ (темно-синий осадок)


NH4+

Щелочь ОН-

Выделение газа (аммиака) с резким запахом

NH4++ОН- → NH32O



Cl-

Нитрат серебра

Ag++Cl- → AgCl↓ (белый творожистый осадок)

Br-

Нитрат серебра

Ag++Br- → Ag Br↓ (желтоватый осадок)

I-

Нитрат серебра

Ag++I- → Ag I↓ (желтый осадок)

CO32-

Растворы кислот Н+ и Ba(ОН)2

CO32-+ → СО22O

Выделение газа без запаха, вызывающего помутнение гидроксида бария:

CO32-+Ba2++2ОН- → BaSO4↓+Н2O



Гидролиз солей


Водные растворы солей имеют разные значения рН и показывают различную реакцию среды ― кислую, щелочную, нейтральную.

Например, водный раствор хлорида алюминия AlCl3 имеет кислую среду (рН<7), раствор карбоната калия К2СО3 ― щелочную среду (рН<7), растворы хлорида натрия NaCl и нитрата свинца Pb(NO2)2 ― нейтральную среду (рН = 7). Эти соли не содержат в своём составе ионы водорода Н+ или гидроксид-ионы ОН- , которые определяют среду раствора. Чем же можно объяснить различные среды водных растворов солей? Это объясняется тем, что в водных растворах соли подвергаются гидролизу.

Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро» ― вода, «лизис» ― разложение).

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате, которого образуются слабые электролиты.

Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид-ионами ОН- или ионами водорода Н+ из молекулы воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо: Н2О = Н+ + ОН-. Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н+ или ОН-, и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.

Гидролиз ― процесс обратимый для многих солей. В состоянии равновесия только часть молекул соли гидролизуется. Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза (h), выраженной в процентах.

Степень гидролиза равна отношению числа гидролизованных молекул солей к общему числу растворённых молекул:

h = (n/N) 100 %,

где n – число молекул соли, подвергшихся гидролизу; N – общее число растворённых молекул соли.

Степень гидролиза зависит от:


  • природы соли;

  • концентрации раствора;

  • температуры.

При разбавлении раствора, повышении его температуры степень гидролиза увеличивается.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты с основанием. Например, соль NaClO образована слабой кислотой HClO и сильным основанием NaOH.

В зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания можно разделить на 4 типа:

Типы солей

Рассмотрим примеры гидролиза различных типов солей.



  1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой:

KNO2 + HOH → KOH + HNO2

сильн.слаб.

K+ + NO3- + HOH → K+ + OH- + HNO2

NO3- + HOH → OH- + HNO2

При растворении в воде показывает щелочную реакцию среды, pH>7.


  1. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой:

ZnCl2 + HOH → HCl + ZnOHCl

сил. слаб.

Zn2+ + 2Cl- + HOH → H+ + Cl- + ZnOH+ + Cl-

Zn2+ + HOH → H+ + ZnOH+.

При гидролизе показывают, кислую реакцию среды, pH>7.


  1. Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием:

NH4CN + HOH → NH4OH + HCN

слаб. слаб.

При растворении в воде показывают нейтральную среду, pH = 7.


  1. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием:

NaCl + HOH → NaOH + HCl

сил. сил.

Na+ + Cl- + HOH → Na+ + OH- + H+ + Cl-.

HOH → OH- + H+.



Гидролизу не подвергаются и показывают нейтральную реакцию среды pH = 7.

Похожие:

Теория электролитической диссоциации (тэд) iconУрок «Теория электролитической диссоциации
Цель: закрепить и углубить знания учащихся об основных понятиях теории электролитической диссоциации. Совершенствовать умение учащихся...
Теория электролитической диссоциации (тэд) iconТеория электролитической диссоциации
Составить формулы всех возможных соединений, образуемых катионом Fe2+ и анионами данного варианта; составить уравнения электролитической...
Теория электролитической диссоциации (тэд) iconОсновные положения теории электролитической диссоциации
Закрепить умение записывать процесс диссоциации при помощи химических знаков и формул, сформулировать основные положения теории электролитической...
Теория электролитической диссоциации (тэд) icon1. Что такое аналитические реакции? Перечислите требования к ним
Как математически выражается степень электролитической диссоциации и какие факторы на нее влияют? Как классифицируются электролиты...
Теория электролитической диссоциации (тэд) iconУрок изучения и первичного закрепления знаний. Урок 8класс Тема урока: Электролитическая диссоциация
Цель урока: Сформировать понятия «электролиты» и «неэлектролиты», рассмотреть механизм электролитической диссоциации, роль воды в...
Теория электролитической диссоциации (тэд) iconЭлектролитическая диссоциация
Ввести понятие «степень электролитической диссоциации» и рассмотреть классификацию электролитов
Теория электролитической диссоциации (тэд) iconРуководство познавательной деятельностью. И. Ц
Изучить явление электролитической диссоциации. Ответить на вопрос: «Что представляет собой электрический ток в жидкостях?»
Теория электролитической диссоциации (тэд) iconУрок химии в 8 классе «Основные положения теории электролитической диссоциации»
Воспитательные: раскрыть мировоззренческие идеи о взаимосвязи состава, строения, свойств веществ. Развитие познания по пути выявления...
Теория электролитической диссоциации (тэд) iconКонстанта диссоциации Важнейшей характеристикой слабого электролита служит константа диссоциации
Важнейшей характеристикой слабого электролита служит константа диссоциации. Рассмотрим равновесную реакцию диссоциации слабого электролита...
Теория электролитической диссоциации (тэд) iconПечатные формы эталонных образцов электронных сообщений, используемых при формировании тэдик категории I и II печатная форма эталонного образца электронного сообщения, используемого для формирования тэд с идентификационным кодом 1134
Печатная форма эталонного образца электронного сообщения, используемого для формирования тэд с идентификационным кодом 1134
Разместите кнопку на своём сайте:
ru.convdocs.org


База данных защищена авторским правом ©ru.convdocs.org 2016
обратиться к администрации
ru.convdocs.org