Электролитическая диссоциация. Ионно-молекулярные уравнения

Электролитами называют вещества, растворы и расплавы которых про-

водят электрический ток.

К электролитам относятся неорганические кислоты, а также основания, амфотерные гидроксиды и соли. Они распадаются в водных растворах и расплавах на катионы (Кⁿ⁺) и анионы (А^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.

Такимобразом, α выражаютв долях единицы.

По степени диссоциации электролиты условно подразделяют на сильные (α » 1) и слабые (α <0,3).

Сильные электролиты

· Соли (средние, кислые, основные): А1₂(SO₄)₃, NаHCO₃, СuОНСl.

· Неорганические кислоты: НNO₃, H₂SO₄, НС1, НВг, НI, НСlО₄. и др.

· Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: КОН, NаОН, Са(ОН)₂, Ва(ОН)₂ и др.

Сильные электролиты диссоциируют в водном растворе практически нацело: А1₂(SO₄)₃ = 2А1³⁺+3 SO₄^2– NаHCO₃ = Nа⁺ +НСО₃^–

НNО₃ = H⁺+NО₃^– Н₂SO₄ = 2Н⁺+SО₄^2–

СuОНСl = CuOH⁺+Cl^– Ва(ОН)₂ = Ва²⁺+2ОН^–

Слабые электролиты

· Почти все органические кислоты: CH₃COOH , H₂C₂O₄ и др_..

· Некоторые неорганические кислоты: H₂CO₃, H₂S, HCN, H₂SiO₃, HNO₂,

H₂SO₃ , H₃PO₄, HClO и др.

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

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

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

Диссоциацию слабых электролитов характеризует константа равновесия, называемая константой диссоциации (ионизации) К_Д (табл.П.3):

CH₃COOH CH₃COO^– + H⁺

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато, и каждую ступень равновесного состояния характеризует своя константа диссоциации (причем Кд₁ всегда больше Кд₂ и т.д.), например при диссоциации H₂S :1-я ступень H₂S H⁺ + HS^– 6ּ10^-8;

2-я ступень HS^– H⁺ + S^2- 1·10^-14,

где [ ] ─ равновесные концентрации ионов и молекул.

Диссоциация Сu(OH)₂:

1-я ступень Сu(OH)₂ Cu(OH)⁺ + OH ^–

2-я ступень Cu(OH)⁺ Cu²⁺ + OH ^–

Амфотерные гидроксиды, напримерPb(OH)_{2 ,}диссоциируют по основному типу: Pb(OH)₂ PbOH⁺ + OH ^–

PbOH⁺ Pb²⁺ + OH^–

и кислотному: H₂PbO₂ H⁺ + HPbO₂^–

HPbO₂^– H⁺ + PbO₂^{2 –}

В растворах электролитов реакции протекают между ионами. Для записи ионных реакций применяют ионные уравнения. При составлении ионных уравнений реакций все слабые электролиты, газы и труднорастворимые электролиты записывают в молекулярной форме, все сильные электролиты (кроме труднорастворимых солей) в ион­ной форме. Примеры составления ионных уравнений реакций:

· образование труднорастворимых соединений:

Рb(NО₃)₂ + 2КI = ¯РbI₂ + 2КNО₃ Рb²⁺ +2I ^– = ¯РbI₂

· реакции с участием слабодиссоциирующих соединений:

СН₃СООNa + НС1 = СН₃COOH + NаС1

СН₃COO ^– + Н⁺ = СН₃COOH

НС1 + NаОН = NаС1 + Н₂O Н⁺ + ОН ^– = Н₂O

НС1 + NН₄OН = NН₄С1+ H₂O Н⁺ + NH₄OH =NH₄⁺ + Н₂O

СН₃COOH +NН₄OН = СН₃COONH₄ + Н₂О

СН₃COOH + NН₄OН = CН₃COO ^– + NH₄⁺ + Н₂O

· образование газообразных веществ:

Nа₂СО₃ + 2НС1 = 2NаС1 + СО₂­ + Н₂О СО₃^2–+ 2Н⁺ = СO₂­+ Н₂O

Пример 1. Осуществить превращения NаОН ® NаНSО₃ ® Nа₂SO₃ .

Решение.NаОН + Н₂SO₃ = NаНSO₃ + Н₂O

ОН^– + Н₂SO₃ = НSО₃^– +Н₂О

NаHSO₃ +NаОН = Nа₂SO₃ + Н₂O

НSО₃^– + ОН ^– = SO₃^{2 –} + Н₂О

Пример 2.Осуществить превращения Ni(ОН)₂ ® (NiOH)₂SO₄ ® NiSO₄.

Решение. 2Ni(ОH)₂ + Н₂SO₄ = (NiOН)₂SO₄ + Н₂O

¯2Ni(ОН)₂ + 2Н⁺ + SO₄^{2 –} = ¯(NiОН)₂SO₄ + Н₂O

¯(NiОН)₂SO₄ + Н₂SO₄ = 2NiSO₄ + 2Н₂О

¯(NiOН)₂SO₄ + 2Н⁺ = 2Ni ²⁺ + 2SO₄^2– + 2Н₂О

Внимание! Основные соли, как правило, нерастворимы в воде, поэтому при написании ионных уравнений их не расписывают на ионы.