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 (Аm-).

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 SO42– NаHCO3 = Nа+ +НСО3

НNО3 = H++NО3Н2SO4 = 2Н++SО42–

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) КД (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+ + S2- 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+ + PbO22 –

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:

2СО3 + 2НС1 = 2NаС1 + СО2­ + Н2О СО32+ 2Н+ = СO2­+ Н2O

Пример 1. Осуществить превращения NаОН ® NаНSО3 ® Nа2SO3 .

Решение.NаОН + Н2SO3 = NаНSO3 + Н2O

ОН + Н2SO3 = НSО32О

NаHSO3 +NаОН = Nа2SO3 + Н2O

НSО3 + ОН = SO32 + Н2О

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

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

¯2Ni(ОН)2 + 2Н+ + SO42 = ¯(NiОН)2SO4 + Н2O

¯(NiОН)2SO4 + Н2SO4 = 2NiSO4 + 2Н2О

¯(NiOН)2SO4 + 2Н+ = 2Ni 2+ + 2SO42+ 2Н2О

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



Дата добавления: 2016-07-11; просмотров: 2368;


Поиск по сайту:

Воспользовавшись поиском можно найти нужную информацию на сайте.

Поделитесь с друзьями:

Считаете данную информацию полезной, тогда расскажите друзьям в соц. сетях.
Poznayka.org - Познайка.Орг - 2016-2024 год. Материал предоставляется для ознакомительных и учебных целей.
Генерация страницы за: 0.01 сек.