Вы никогда не задумывались над тем, почему одни растворы проводят электричество, а другие — нет? Например, всем известно, что лучше не принимать ванну, одновременно укладывая волосы феном. Ведь вода - неплохой проводник электрического тока, и если работающий фен упадет в воду, то не избежать. На самом деле, вода — не такой уж и хороший проводник тока. Есть растворы, которые проводят электричество гораздо лучше. Такие вещества называют электролитами. К ним можно отнести кислоты, щелочи и растворимые в воде соли.
Электролиты — кто они?
Возникает вопрос: почему растворы одних веществ пропускают электричество, а других — нет? Все дело в заряженных частицах — катионах и анионах. При растворении в воде электролиты распадаются на ионы, которые при действии электрического тока движутся в заданном направлении. Положительно заряженные катионы движутся к отрицательному полюсу — катоду, а отрицательно заряженные анионы движутся к положительному полюсу — аноду. Процесс распада вещества на ионы при расплавлении или растворении в воде носит гордое название — электролитическая диссоциация.
Этот термин ввел в обращение шведский ученый С.Аррениус, когда изучал свойства растворов пропускать электричество. Для этого он замыкал через раствор какого-либо вещества и следил загорается лампочка при этом или нет. Если лампочка накаливания загорается — значит раствор проводит электричество, из чего следует вывод, что это вещество является электролитом. Если лампочка остается потухшей — то раствор не проводит электричество, следовательно это вещество — неэлектролит. К неэлетролитам относятся растворы сахара, спирта, глюкозы. А вот расторы поваренной соли, серной кислоты и прекрасно проводят электрический ток, следовательно в них протекает электролитическая диссоциация.
Как протекает диссоциация?
Впоследствии теорию электролитической диссоциации развили и дополнили русские ученые И.А. Каблуков и В.А. Кистяковский, применив к ее обоснованию химическую теорию растворов Д.И. Менделеева.
Эти ученые выяснили, что электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей протекает в следствие гидратации электролита, то есть его взаимодействия с молекулами воды. Ионы, катионы и анионы, образующиеся в результате этого процесса будут гидратированными, то есть связанными с молекулами воды, которые их окружают плотным кольцом. Их свойства значительно отличаются от негидратированных ионов.
Итак, в растворе нитрата стронция Sr(NO3)2, а также в растворах гидроксида цезия CsOH, протекает электролитическая диссоциация. Примеры этого процесса можно выразить следующими :
Sr(NO3)2 = Sr2+ + 2NO3 -,
т.е. при диссоциации одной молекулы нитрата стронция образуется один катион стронция и 2 нитрат-аниона;
CsOH = Cs+ + OH-,
т.е. при диссоциации одной молекулы гидроксида цезия образуется один катион цезия и один гидроксид-анион.
Электролитическая диссоциация кислот происходит аналогично. Для йодоводородной кислоты этот процесс можно выразить следующим уравнением:
т.е. при диссоциации одной молекулы йодоводородной кислоты образуется один катион водорода и один анион йода.
Механизм диссоциации.
Электролитическая диссоциация веществ-электролитов протекает в несколько стадий. Для веществ с ионным типом связи, таких как NaCl, NaOH этот процесс включает в себя три последовательных процесса:
вначале молекулы воды, имеющие 2 разноименных полюса (положительный и отрицательный) и представляющие собой диполь, ориентируются у ионов кристалла. Положительным полюсом они прикрепляются к отрицательному иону кристалла, и наоборот, отрицательным полюсом — к положительному у ионов кристалла;
затем происходит гидратация ионов кристалла диполями воды,
и только после этого гидратированные ионы как бы расходятся в разные стороны и начинают двигаться в растворе или расплаве хаотично до тех пор, пока на них не подействуют электрическим полем.
Для веществ с таких как HCl и другие кислоты, процесс диссоциации аналогичен, за исключением того, что на начальном этапе происходит переход ковалентной связи в ионную за счет действия диполей воды. Таковы основные моменты теории диссоциации веществ.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3
ЭЛЕКТРОЛИТЫ
Цель работы : изучение химических свойств сильных и слабых электролитов.
Задачи работы : установить смещение ионного равновесия в растворах слабых электролитов; научиться составлять ионно-молекулярные реакции обмена в растворах электролитов.
Реактивы : CH 3 COONa (тв.) , NaCl (тв.) , растворы: HCl (0,1 М), CH 3 COOH (0,1 М), H 2 SO 4 , Pb(NO 3) 2 , K 2 CrO 4 , BaCl 2 , Na 2 SO 4 , CuSO 4 , NiSO 4 , Na 2 CO 3 , NH 4 Cl, NaOH (конц.) , метиловый оранжевый; дополнительно: NH 4 OH (разб.) , NH 4 OH (конц.) .
Оборудование: пробирки, пипетки.
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Неорганические вещества, растворы которых проводят электрический ток, называют электролитами. Растворы многих органических веществ (сахар, спирты) не проводят электрический ток и являются неэлектролитами.
Термин «электролиты» ввел Фарадей, который считал, что проводимость растворов обусловлена распадом веществ в электрическом поле (в переводе с греческого электролит означает «разлагаемый электричеством»). Однако, в конце XIX в. С. А. Аррениус на основании свойств растворов ∆Т зам , ∆Т кип , P осм (законы Рауля, Вант-Гоффа) показал, что распад происходит вне поля – на стадии растворения веществ. Аррениус является автором основ теории электролитической диссоциации.
Современная теория растворов (в ее разработке участвовали И. А. Каблуков, Д. И. Менделеев) основывается на решающей роли растворителя (полярных молекул воды) в диссоциации. Процесс появления гидратированных ионов в водных растворах называется электролитической диссоциацией .
Электролиты – это вещества, которые диссоциируют (распадаются) на ионы. Ионы в растворах не свободны, а образуют с водой непрочные соединения – гидраты. К электролитам относятся кислоты, основания, соли и комплексные соединения.
Чтобы объяснить различия свойств (электропроводность и другие) у электролитов и неэлектролитов Аррениус ввел понятия степени диссоциации и силы электролитов. Степень диссоциации электролита α – это доля молекул, распадающихся на ионы. По величине степени диссоциацииэлектролиты делятся на сильные и слабые (иногда выделяют электролиты средней силы).
Сильные электролиты (α ≈ 1 или 100 %) в растворах практически полностью диссоциируют на ионы. Растворы состоят только из ионов (точнее гидратов ионов). Этот процесс необратим. К сильным электролитам относятся:
Кислоты: HCl, HBr, HI, HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 , H 2 Cr 2 O 7 , HMnO 4 , H 2 SO 4 ;
Основания (щелочи): LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 , Sr(OH) 2 ;
Соли: почти все;
Комплексные соединения (большинство): K 3 , SO 4 , Na 2 и др.
Слабые электролиты (α < 0,3 или 30 %) диссоциируют на ионы незначительно и обратимо, к ним применим закон действующих масс. Их растворы состоят преимущественно из молекул. К слабым электролитам относятся многие неорганические и все органические кислоты, раствор аммиака, малорастворимые основания. Величина α слабых электролитов зависит от их концентрации: с разбавлением степень диссоциации увеличивается. Ее рассчитывают по закону разбавления Оствальда:
где К д – константа диссоциации слабого электролита (справочная величина);
C – молярная концентрация вещества, моль/л.
Расчеты точны только в разбавленных растворах при С < 0,1 моль/л. При больших концентрациях величину С заменяют активностью а :
a = f · С , (2)
где f – коэффициент активности (f < 1 – справочная величина).
Причина в том, что с увеличением концентрации в растворах начинает проявляться сильное ион – ионное взаимодействие: кулоновское взаимодействие катионов и анионов между собой. Например, в 0,1 М растворе fcndjhtраствореNaCl f = 0,78, а в 1 М растворе NaCl f = 0,66; в 0,001 М растворе CaCl 2 f = 0,84, а в 1 М растворе CaCl 2 f = 0,5.
Примеры диссоциации веществ без учета гидратации (в упрощенной форме)
Диссоциация кислот
Сильные кислоты сразу полностью диссоциируют на ионы
HClO 4 → H + + ClO 4 – (α ≈ 100 %).
Состав раствора: ионы H + и ClO 4 – .
Слабые кислоты диссоциируют на ионы обратимо
HClO ↔ H + + ClO – (α 0,1 М раствора = 0,05 %),
Состав раствора: молекулы HClO (> 99 %) и ионы H + , ClO – .
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют на ионы обратимо и ступенчато
H 2 S ↔ H + + HS – (1 ступень диссоциации, α0,1 М раствора = 0,07 %),
HS – ↔ H + + S 2 – (2 ступень диссоциации, α << 1).
Состав раствора: молекулы H 2 S (> 99 %), немного ионов H + и HS – и крайне мало S 2 – .
Диссоциация оснований
Сильные основания сразу полностью диссоциируют на ионы
Ba(OH) 2 → Ba 2+ + 2OH – (α ≈ 100 %).
Состав раствора: ионы Ba 2+ и OH – .
Слабые основания диссоциируют на ионы обратимо (многокислотные основания диссоциируют ступенчато)
NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH – (α0,1 М раствора = 1,3 %).
Состав раствора: преимущественно молекулы NH 4 OH и частично ионы NH 4 + и OH – .
Диссоциация солей
Средние соли сразу полностью диссоциируют на ионы:
Na 2 S → 2Na + + S 2 – (α ≈ 100 %).
Состав раствора: ионы Na + и S 2 - .
Кислые и основные соли диссоциируют на ионы по первой ступени как сильные электролиты – необратимо, а по второй и третьей ступеням как слабые электролиты – обратимо
NaHS → Na + + HS – (1 ступень диссоциации, α ≈ 100 %),
CuOНNO 3 → CuOH + + NO 3 – (1 ступень диссоциации, α ≈ 100 %).
Второй ступенью диссоциации можно пренебречь (α << 1).
| | | следующая лекция ==> | |
| Методика проведения эксперимента и обработка результатов | | |
Водные растворы некоторых веществ являются проводниками электрического тока. Эти вещества относятся к электролитам. Электролитами являются кислоты, основания и соли, расплавы некоторых веществ.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Процесс распада электролитов на ионы в водных растворах и расплавах под действием электрического тока называется электролитической диссоциацией .
Растворы некоторых веществ в воде не проводят электрический ток. Такие вещества называют неэлектролитами. К ним относятся многие органические соединения, например сахар и спирты.
Теория электролитической диссоциации
Теория электролитической диссоциации была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом (1887 г.). Основные положения теории С. Аррениуса:
— электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы;
— под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к катоду (катионы), а отрицательно заряженные – к аноду (анионы);
— диссоциация – обратимый процесс
КА ↔ К + + А −
Механизм электролитической диссоциации заключается в ион-дипольном взаимодействии между ионами и диполями воды (рис. 1).
Рис. 1. Электролитическая диссоциация раствора хлорида натрия
Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Аналогично диссоциация протекает у молекул, образованных по типу полярной ковалентной связи (характер взаимодействия – диполь-дипольный).
Диссоциация кислот, оснований, солей
При диссоциации кислот всегда образуются ионы водорода (H +), а точнее – гидроксония (H 3 O +), которые отвечают за свойства кислот (кислый вкус, действие индикаторов, взаимодействие с основаниями и т.д.).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 −
При диссоциации оснований всегда образуются гидроксид-ионы водорода (OH −), ответственные за свойства оснований (изменение окраски индикаторов, взаимодействие с кислотами и т.д.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или катион аммония NH 4 +) и анионы кислотных остатков.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl −
Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 − (I ступень)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II ступень)
Ca(OH) 2 ↔ + + OH − (I ступень)
+ ↔ Ca 2+ + OH −
Степень диссоциации
Среди электролитов различают слабые и сильные растворы. Чтобы охарактеризовать эту меру существует понятие и величина степени диссоциации (). Степень диссоциации – отношение числа молекул, продиссоциировавших на ионы к общему числу молекул. часто выражают в %.
К слабым электролитам относятся вещества, у которых в децимолярном растворе (0,1 моль/л) степень диссоциации меньше 3%. К сильным электролитам относятся вещества, у которых в децимолярном растворе (0,1 моль/л) степень диссоциации больше 3%. Растворы сильных электролитов не содержат непродиссоциировавших молекул, а процесс ассоциации (объединения) приводит к образованию гидратированных ионов и ионных пар.
На степень диссоциации оказывают особое влияние природа растворителя, природа растворенного вещества, температура (у сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации снижается, а у слабых – проходит через максимум в области температур 60 o С), концентрация растворов, введение в раствор одноименных ионов.
Амфотерные электролиты
Существуют электролиты, которые при диссоциации образуют и H + , и OH − ионы. Такие электролиты называют амфотерными, например: Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 и т.д.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Ионные уравнения реакций
Реакции в водных растворах электролитов – это реакции между ионами – ионные реакции, которые записывают с помощью ионных уравнений в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах. Например:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (молекулярная форма)
Ba 2+ + 2 Cl − + 2 Na + + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl − (полная ионная форма)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (сокращенная ионная форма)
Водородный показатель pH
Вода – слабый электролит, поэтому процесс диссоциации протекает в незначительной степени.
H 2 O ↔ H + + OH −
К любому равновесию можно применить закон действующих масс и записать выражение для константы равновесия:
K = /
Равновесная концентрация воды – величина постоянная, слеовательно.
K = = K W
Кислотность (основность) водного раствора удобно выражать через десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем (рН).
Давно известно, что некоторые растворы проводят электрический ток (такие растворы получили название электролитов ), а некоторые - не проводят (неэлектролиты ).
Кроме электропроводности электролиты и неэлектролиты имеют много других отличий. При одинаковой молярной концентрации электролиты (по сравнению с неэлектролитами) обладают:
- более высокой температурой кипения;
- более низкой температурой замерзания;
- более высоким осмотическим давлением;
- более низким давлением пара растворителя.
Такое большое различие в свойствах растворов ученые объясняют тем фактом, что в электролитах при растворении образуется гораздо большее кол-во частиц, которые еще и обладают зарядом, хотя, в общем, раствор электролита нейтрален.
Впервые теорию электролитической диссоциации (разделения) сформулировал в 1887 г. шведский ученый С. Аррениус, ее основные положения заключались в следующем:
- электролиты, растворяясь в воде, диссоциируют (распадаются) на положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные ионы;
- под воздействием внешнего электрического поля катионы в растворе электролита начнут двигаться к катоду (отрицательному электроду), анионы - к аноду (положительному электроду);
- электролитическая диссоциация является обратимым процессом - параллельно с распадом молекул на ионы идет обратный процесс ассоциации (ионы соединяются в молекулы), в результате чего в растворе устанавливается динамическое равновесие.
Через несколько лет, в 1891 г., русский ученый И. Каблуков внес существенные уточнения в теорию Аррениуса, введя понятие сольватации катионов и анионов (формирование химических связей между растворителем и растворяемым веществом).
Ионами называют атомы (группы атомов), которые имеют заряд (положительный - анионы или отрицательный - катионы ).
Ионы бывают:
- простые - Na + , Mg 2+ , S 2- , Cl -
- сложные - NO 3 - , NH 4 + , SO 4 2- , PO 4 3-
Механизм электролитической диссоциации
Электролиты бывают двух видов: раствором с ионной связью и раствором с ковалентной связью.
Растворители, в которых протекает процесс диссоциации, обязательно состоят из полярных молекул.
Механизм диссоциации электролитов с ионной и ковалентной связью различен.
Хлорид натрия является веществом с ионной связью , в узлах кристаллической решетки NaCl находятся ионы натрия и хлора.
Рис. 1. Кристаллическая решетка хлорида натрия.
При погружении поваренной соли в воду на первой стадии растворения (диссоциации NaCl) полярные молекулы воды под действием электростатического притяжения приклеиваются своей отрицательной стороной к катионам натрия (Na +), а положительной стороной к анионам хлора (Cl -):
Рис. 2 Притяжение полярных молекул воды к ионам NaCl.
По мере склеивания молекул воды с ионами натрия и хлора происходит ослабление ионных связей Na + с Cl - :
Кристаллическая решетка постепенно разрушается, в результате чего, освободившиеся ионы переходят в раствор, в котором они тут же связываются с молекулами воды - такие ионы называются гидратированными .
Рис. 3 Ослабление ионных связей хлорида натрия.
Ионные связи хлорида натрия разрываются и гидратированные ионы переходят в раствор:
Рис. 4 Переход гидратированных ионов натрия и хлора в раствор.
В водном растворе диссоциация ионных соединений всегда протекает полностью .
Диссоциация хлороводорода
Хлороводород является веществом с ковалентной полярной связью .
Под воздействием молекул воды ковалентные связи поляризуются еще больше и становятся связями ионными, после чего происходит процесс, описанный выше:
Рис. 5 Диссоциация полярной молекулы HCl.
Из вышесказанного можно сделать вывод, что электролитическая диссоциация возможна в полярных растворителях (вода, этиловый спирт). При диссоциации в первую очередь разрываются наиболее полярные связи (самая большая разность в электроотрицательности атомов, составляющих связь; см. Понятие электроотрицательности).
Растворитель выполняет не только роль разделения катионов и анионов растворяемого вещества, но также замедляет обратный процесс ассоциации ионов в исходную молекулу, поскольку сольватированные (гидратированные) ионы окружены "прилипшими" молекулами растворителя, что мешает сближению (под воздействием кулоновского электростатического притяжения) и воссоединению в молекулу катионов и анионов. Кол-во молекул растворителя, находящихся в гидратной оболочке ионов, зависит от природы ионов, концентрации и температуры раствора.
Одно из главных отличий диссоциации электролитов с полярной связью от диссоциации электролитов с ионной связью заключается в том, что такая диссоциация может быть частичной - это зависит от полярности связей в молекулах электролитов.
Уравнения электролитических диссоциаций записываются следующим образом:
NaCl ↔ Na + + Cl - HCl ↔ H + + Cl -
Электролитическая диссоциация протекает за счет энергии, выделяемой в процессе разрушения кристаллической решетки растворяемого вещества во время взаимодейтсвия молекул растворителя с веществом. Следует сказать, что диссоциация может протекать и без растворителя, например, при высокой температуре, когда образуется расплав вещества (энергия для разрушения кристаллической решетки берется из внешнего источника высокой температуры).
ИТОГ : Электролитическая диссоциация - это процесс распада вещества (электролита) на ионы (в растворах под воздействием полярных молекул растворителя; в расплавах - под воздействием высокой температуры).
Свойства ионов
Атомы элементов и их ионы - это далеко не "родственники". По своим физическим и химическим свойствам ионы сильно отличаются от нейтральных атомов, из которых они образовались.
Например атомы натрия активно взаимодейтсвуют с водой, а анионы натрия не взаимодействуют с водой. Хлор в свободном состоянии является ядовитым газом желто-зеленого цвета, а хлорид-ионы не ядовиты, не имеют запаха и цвета.p>
Такие сильные различия между атомами и их ионами объясняются разным электронным строением.
При наличии в растворе нескольких электролитов они диссоциируют в сторону образования: 1) осадков; 2) газов; 3) слабых электролитов.
- пример диссоциации с образованием осадков: BaCl 2 +Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓+2NaCl Ba 2+ +2Cl - +2Na + +SO 4 2- =BaSO 4 ↓+2Na + +2Cl - 2Cl - и 2Na + можно сократить Сокращенное ионное уравнение: Ba 2+ +SO 4 2- =BaSO 4 ↓
- пример диссоциации с образованием газов: CaCO 3 +2HCl = CaCl 2 +CO 2 +H 2 O Сокращенное ионное уравнение: CaCO 3 +2H + =Ca 2+ +CO 2 +H 2 O
- пример диссоциации с образованием слабых электролитов: HCl+NaOH = NaCl+H 2 O Сокращенное ионное уравнение: H + +OH - = H 2 O
Электролитическая диссоциация кислот
При растворении в воде кислоты, соли и основания диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы). Определим характерные общие признаки диссоциации электролитов каждого класса соединений.
Кислоты, как вы помните, состоят из Гидрогена и кислотного остатка, соединенных ковалентной полярной связью. В предыдущем параграфе на примере растворения гидроген хлорида мы рассмотрели, как под действием молекул воды полярная связь превращается в ионную, и кислота распадается на катионы Гидрогена и хлорид-ионы.
Таким образом, с точки зрения теории электролитической диссоциации Аррениуса,
Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы Гидрогена и анионы кислотного остатка.
Подобно хлоридной кислоте протекает диссоциация и других кислот, например нитратной:
При диссоциации молекулы сульфатной кислоты число катионов Гидрогена вдвое превышает число анионов кислотного остатка — сульфат-ионов. Заряд аниона равен -2 (в формулах ионов записывают «2-»):
Названия анионов, образующихся при диссоциации кислот, совпадают с названиями кислотных остатков. Они приведены в таблице растворимости на форзаце.
Легко заметить, что при диссоциации различных кислот образуются различные анионы, но катионы только одного типа — катионы Гидрогена H+. Значит, именно катионы Гидрогена определяют характерные свойства кислот — кислый вкус, изменение окраски индикаторов, реакции с активными металлами, основными оксидами, основаниями и солями.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, отщепляя ионы Гидрогена последовательно, друг за другом. Например, в растворе сульфатной кислоты протекают следующие процессы:
Как видно из приведенных уравнений диссоциации многоосновной кислоты, анионы, образующиеся при ступенчатой диссоциации на первой стадии, содержат ионы Гидрогена. Это отражено в названии анионов: HSO - — гидрогенсульфат-ион.
Электролитическая диссоциация ортофосфатной кислоты проходит в три стадии:
Суммарное уравнение диссоциации ортофосфатной кислоты имеет вид:
Таким образом, каждой многоосновной кислоте соответствует несколько анионов, и все они одновременно присутствуют в растворе.
Обратите внимание, что в некоторых уравнениях диссоциации стоят двунаправленные стрелки. Что они означают, вы узнаете в следующем параграфе.
Электролитическая диссоциация оснований
Основания состоят из катионов металлического элемента и гидроксид-анионов. При диссоциации оснований эти ионы переходят в раствор. Число гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации, равно заряду иона металлического элемента. Таким образом, с точки зрения теории электролитической диссоциации
Основания — это электролиты, которые диссоциируют на катионы металлического элемента и гидроксид-анионы.
Рассмотрим уравнения диссоциации оснований на примере диссоциации натрий и барий гидроксидов:
При диссоциации оснований образуются анионы одного типа — гидроксид-ионы, определяющие все характерные свойства растворов щелочей: способность менять окраску индикаторов, реагировать с кислотами, кислотными оксидами и солями.
Электролитическая диссоциация солей
Соли образованы катионами металлического элемента и анионами кислотного остатка. При растворении солей в воде эти ионы переходят в раствор.
Соли — это электролиты, которые диссоциируют на катионы металлического элемента и анионы кислотного остатка.
Рассмотрим диссоциацию солей на примере диссоциации калий нитрата:
Аналогично диссоциируют и другие соли, например нитрат кальция и калий ортофосфат:
В уравнениях диссоциации солей заряд катиона по абсолютной величине равен степени окисления металлического элемента, а заряд аниона — сумме степеней окисления элементов в кислотном остатке. Например, купрум(П) сульфат распадается на ионы
а феррум(Ш) нитрат — на ионы
Заряд катионов металлических элементов в большинстве случаев можно определить по Периодической системе. Заряды катионов металлических элементов главных подгрупп обычно равны номеру группы, в которой расположен элемент:
Металлические элементы побочных подгрупп обычно образуют несколько ионов, например Fe 2 +, Fe 3 +.
Заряды кислотных остатков проще определять по числу ионов Гидрогена в составе молекулы кислоты, как вы это делали в 8 классе. Заряды некоторых кислотных остатков приведены в таблице растворимости на форзаце.
Обратите внимание, что в уравнениях диссоциации кислот, оснований и солей суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю, поскольку любое вещество является электронейтральным.
Ступенчатая диссоциация обусловливает возможность существования кислых и основных солей. Кислые соли содержат ионы Гидрогена, как кислоты. Именно поэтому такие соли называют кислыми. А в основных солях содержатся гидроксид-ионы, как в основаниях.
На первой стадии диссоциации сульфатной кислоты образуется гидрогенсульфат-ион HSO-, благодаря чему существуют кислые соли: NaHSO 4 (натрий гидрогенсульфат), Al(HSO 4) 3 (алюминий гидрогенсульфат) и др. Для ортофосфатной кислоты также характерны кислые соли K 2 HPO 4 (калий гидрогенортофосфат) или KH 2 PO 4 (калий дигидрогенортофосфат).
В растворах кислые соли диссоциируют в две стадии:
Кислые соли характерны только для многоосновных кислот, поскольку они диссоциируют ступенчато. Единственным исключением является одноосновная кислота — флуоридная. Благодаря водородным связям в растворе этой кислоты присутствуют частицы H 2 F 2 , и флуоридная кислота может образовывать кислую соль состава KHF 2 .
Некоторые нерастворимые гидроксиды образуют катионы, в которых имеется гидроксид-ион. Например, алюминий содержится в составе катиона AlOH 2+ , благодаря чему существует соль состава AlOHCl 2 (алюминий гидроксохлорид). Такую соль называют основной.
Ключевая идея
Контрольные вопросы
100. Дайте определение кислотам, основаниям и солям с точки зрения теории электролитической диссоциации.
101. В чем особенность диссоциации многоосновных кислот по сравнению с одноосновными? Объясните на примере сульфатной кислоты.
Задания для усвоения материала
102. В результате диссоциации молекулы кислоты образовался ион с зарядом 3—. Сколько ионов Гидрогена при этом образовалось?
103. Составьте уравнения электролитической диссоциации кислот: карбонатной, бромидной, нитритной. Назовите образующиеся анионы.
104. Какие из приведенных кислот будут диссоциировать ступенчато: HCl, H 2 CO 3 , HNO 3 , H 2 S, H 2 SO 3 ? Ответ подтвердите уравнениями реакций.
105. Составьте уравнения диссоциации солей: магний нитрата, алюминий хлорида, барий бромида, натрий карбоната, натрий ортофосфата.
106. Приведите по одному примеру солей, при диссоциации которых количеством вещества 1 моль образуется: а) 2 моль ионов; б) 3 моль ионов; в) 4 моль ионов; г) 5 моль ионов. Запишите уравнения диссоциации.
107. Запишите заряды ионов в веществах: a) Na 2 S, Na 2 SO 4 , Na 3 PO 4 , AlPO 4 ;
б) NaHSO 4 , Mg(HSO 4) 2 , CaHPO 4 , Ba(OH) 2 . Назовите эти вещества.
108. Составьте уравнения электролитической диссоциации веществ: калий гидроксида, барий сульфида, феррум(Ш) нитрата, магний хлорида, алюминий сульфата.
109. Составьте формулу вещества, при диссоциации которого образуются ионы Кальция и гидроксид-ионы.
110. Из перечня веществ выпишите отдельно электролиты и неэлектролиты: HCl, Ca, Cr 2 (SO 4) 3 , Fe 2 O 3 , Mg(OH) 2 , CO 2 , Sr(OH) 2 , Sr(NO 3) 2 , P 2 O 5 , H 2 O. Составьте уравнения диссоциации электролитов.
111. При диссоциации некоего нитрата образовался 1 моль катионов с зарядом 2+. Какое количество вещества нитрат-ионов при этом образовалось?
112. Составьте формулы и запишите уравнения диссоциации феррум(П) сульфата и феррум(Ш) сульфата. Чем отличаются эти соли?
113. Приведите по одному примеру уравнений диссоциации солей в соответствии со схемами (буквой М обозначен металлический элемент, а Х — кислотный остаток): а) МХ ^ М 2+ + Х 2- ; б) МХ 3 ^ М 3+ + 3Х - ;
в) М 3 Х ^ 3М+ + Х 3- ; г) М 2 Х 3 ^ 2М 3 + + 3Х 2- .
114. В растворе присутствуют ионы K+, Mg 2 +, NO-, SO4 - . Какие вещества растворили? Приведите два варианта ответа.
115*. Составьте уравнения диссоциации тех электролитов, которые образуют хлорид-ионы: CrCl 3 , KClO 3 , BaCl 2 , Ca(ClO) 2 , HClO 4 , MgOHCl.
Это материал учебника
