Реферат на тему электролитическая диссоциация

Обновлено: 08.07.2024

Изучение теории электролитической диссоциации позволяет углубить и расширить знания о реакции, дифференцировать особенности протекания обменных и окислительно-восстановительных реакций. Учащиеся приобретают умения составлять ионные и ионно-электронные уравнения реакций, распознавать реакции обмена электролитов. Особое внимание уделяется на проблемное изучение этих реакций, механизмов и закономерностей их протекания. В центре изучения реакций электролитов - обменные реакции.

Реакции ионного обмена являются еще более абстрактными по сравнению с привычными молекулярными. Вследствие этого путь их познания должен быть следующим: краткое ионное уравнение, полное ионное уравнение - уравнение в молекулярной форме - опыт.

Рассмотрим методы формирования знаний о реакциях ионного обмена в свете теории о кислотно- основных взаимодействиях.

Большинство реакций ионного обмена в водных растворах могут быть рассмотрены в свете представлений о кислотно-основных взаимодействиях.

С позиции протолитической теории кислоты представляют собой частицы (ионы, молекулы), способные отдавать протон (доноры протонов), а основания - частицы, способные присоединять протон (акцепторы протонов).

Для обучения школьников умению анализировать ход реакций необходимо применять наиболее понятные им эмпирические правила:

1. Реакции обмена в водных растворах протекают в направлении образования слабого электролита, нерастворимого или малорастворимого вещества, газообразного продукта.

2. Сильные кислоты вытесняют слабые из растворов из растворов солей. Более тяжелые и менее летучие кислоты вытесняют из растворов солей менее тяжелые и более летучие. Равновесие в этих случаях смещено в сторону образования боле слабой или более летучей кислоты.

3. Сильные основания вытесняют из растворов солей более слабые основания.

4. Сильные электролиты в разбавленных растворах имеют практически одинаковую степень диссоциации и диссоциируют необратимо. Средние и слабые отличаются степенью диссоциации и диссоциируют обратимо.

Реакции ионного обмена в водных средах, по сути, обратимы. Необходимое условие необратимости - удаление хотя бы одного из продуктов реакции. В случае, когда в состав исходных веществ и продуктов реакции входят слабые электролиты, реакции обмена всегда обратимы и можно говорить лишь о смещении равновесия в сторону более слабого электролита.

Растворы всех веществ можно разделить на две группы: электролиты -проводят электрический ток, неэлектролиты -проводниками не являются. Это деление является условным, потому что все растворы веществ проводят электрический ток, все они в той или иной мере растворяются в воде и распадаются на катионы (положительно заряженные ионы) и анионы (отрицательно заряженные ионы). Следует различать настоящие и потенциальные электролиты.

Настоящие электролиты находятся в виде ионов уже в индивидуальном состоянии, т.е. до того, как они будут расплавлены или переведены в раствор. К настоящим электролитам относятся все типичные соли, которые в твёрдом состоянии образуют ионную кристаллическую решётку (например NaCl, K₂ SO₄ и т.д.)

Потенциальные электролиты в индивидуальном состоянии ионов не содержат, но образуют их при переходе вещества в раствор. К ним относятся вещества, состоящие из молекул с сильно полярными связями (например HCl).
К неэлектролитам относится большая часть органических соединений, например диэтиловый эфир, бензол, глюкоза, сахароза.
Заряженные частицы появляются только в растворах и расплавах веществ вследствие электролитической диссоциации. Электролитическая диссоациация-это процесс распада веществ на ионы при растворении или расплавлении. Следовательно, в результате диссоциации в растворе появляются ионы, которые являются предпосылкой для появления у раствора или расплава такого физического свойства как электропроводимость.
Как же происходит процесс растворения?. Разрушение ионной кристаллической решётки происходит под воздействием растворителя, например воды. Полярные молекулы воды настолько снижают силы электростатического притяжения между ионами в кристаллической решётке, что ионы становятся свободными и переходят в раствор.
При расплавлении , когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.
Теорию электролитической диссоциации создал в 1884-1887 гг. шведский химик Аррениус . Эта классическая теория позволила как электропроводимость расплавов и растворов, так и протекание химических реакций в растворах между расплавленными или растворёнными веществами.

Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой-положительно. Молекула отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным-к иону хлора; окружают ионы со всех сторон и вырывают из кристалла, причём, только с его поверхности.
Уравнение диссоциации можно записать следующим образом:

Электролитическую диссоциацию вызывает не только вода, но и неводные полярные растворители, такие как Жидкий аммиак и жидкий диоксид серы. Однако именно для воды характерно свойство ослаблять электростатическое притяжение между ионами в решётке выражено особенно ярко.

Свободные ионы, оказавшиеся в водном растворе окружаются полярными молекулами воды: вокруг ионов образуется гидратная оболочка, т.е. протекает процесс гидратации.

1. При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).

2. Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).

3. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией). Зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор (N).a4. Степень электролитической диссоциации (a = n / N 0

При растворении соединений с ионными связями (например, NaCl) процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли.

Схема электролитической диссоциации.

Ориентируясь вокруг ионов кристаллической решетки, молекулы воды образуют с ними либо водородные, либо донорно-акцепторные связи. При этом процессе выделяется большое количество энергии, которая называется энергией гидратации.

Энергия гидратации, величина которой сравнима с энергией кристаллической решетки, идет на разрушение кристаллической решетки. При этом гидратированные ионы слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, образуют раствор.

Силу электролитов можно охарактеризовать с помощью степени диссоциации.
Степень диссоциации электролита-это частное от деления числа продиссоциированных молекул к общему числу молекул электролита, введённого в раствор.

Степень диссоциации потенциальных электролитов изменяется в пределах 0 - + H +

Cu(OH)₂ « [CuOH] + + OH - (первая ступень)

[CuOH] + « Cu 2+ + OH - (вторая ступень)

H₂ CO₃ « H + + HCO - (первая ступень)

HCO₃ - « H + + CO₃ 2- (вторая ступень)

Вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы.

Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).

Степень диссоциации. Константа диссоциации.

Концентрация ионов в растворах зависит от того, насколько полно данный электролит диссоциирует на ионы. В растворах сильных электролитов, диссоциацию которых можно считать полной, концентрацию ионов легко определить по концентрации (c) и составу молекулы электролита. Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.

Степень диссоциации (a) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N):

= 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты (a выражается в долях единицы или в % )

Константа диссоциации (K_D ) - отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул. Она является константой равновесия процесса электролитической диссоциации; характеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше K_D , тем больше концентрация ионов в растворе.

Условия протекания реакций ионного обмена до конца :

l. Лампочка прибора для испытания веществ на электропроводность не загорится при погружении электродов в:

а) водный раствор щелочи;

в) концентрированную кислоту;

г) дистиллированную воду.

2. Какой вклад в химическую науку сделал С. Арреннус:

а) сформулировал основные положения теории электролитической диссоциации;

б) выдвинул идею о гидратации ионов в растворе;

в) экспериментально определил размер некоторых ионов в растворе;

г) рассчитал степени диссоциации электролитов.
3. Какое утверждение неверно:

а) катионы движутся в растворе упорядоченно;

б) катионы заряжены положительно;

в) некоторые катионы окрашены;

г) некоторые катионы ядовиты.

4. Соединениям с какой связью соответствует последовательность процессов: ориентация молекул — гидратация — диссоциации:

а) с ковалентной полярной;

б) с ковалентной неполярной;

г) с металлической.

5. Степень диссоциации электролитов зависит:

а) от температуры;

в) от гидратации;

г) от концентрации.

6. Что называется гидратацией:

а) процесс растворения вещества в воде;

б) реакция обмена, в которой участвует вода;

в) процесс взаимодействия атомов или ионов с молекулами воды;

г) процесс распада воды на ионы.

7. Какое число молекул воды имеют гидратированные ионы:

в) постоянное или переменное;

г) вообще не имеют молекул воды.

8. Атомы или группы атомов одного или нескольких химических элементов в результате отдачи или присоединения электронов превращаются в ионы. Какой заряд могут иметь эти ионы:

а) положительный или отрицательный;

б) только отрицательный;

в) только положительный;

г) не имеют заряда.

9. К какому полюсу источника тока двигаются отрицательно заряженные ионы:

10). Какие ионы определяют общие свойства кислот:

а) анионы кислорода;

б) катионы водорода;

в) анионы кислотного остатка;

г) ионы не влияют на общие свойства кислот.

12. Какие ионы не могут находиться в растворе одновременно:

13. Процесс диссоциации сульфата магния можно выразить уравнением:

в) MgSО₄ Mg +2 + 4SO 2- ;

14. Какая из данных кислот является летучей:

15. Какая из данных кислот является нестабильной:

16. Какая формула отражает состав кислой соли:

l 7. Назовите тип соли NaHCO₃ :

18. При диссоциации вещества в водном растворе образовались ионы Na + , Н + и SO₄ 2- . Это вещество:

19. Какой ученый, действуя газообразным водородом под давлением на растворы солей ртути и серебра, установил, что при этом водород, так же как и некоторые другие металлы, вытесняет ртуть и cеребро из их солей:

в) В.А. Кистяковский;
г) Н.Н.Бекетов.

20. При диссоциации какого вещества образуется больше всего
видов ионов:

а) хлорид кальция;

б) соляная кислота;

в) сульфат алюминия;

г) угольная кислота.

21.Наличие в растворе ионов . определяет малиновую окраску
индикатора фенолфталеина.

22.При комнатной температуре из 150 молекул электролита на ионы
распались 90. Степень электролитической диссоциации равна . %.

23.Сила электролита зависит от … .

21 Наличие в растворе ионов гидроксогруппы OH - определяет малиновую окраску индикатора фенолфталеина;

22 При комнатной температуре из 150 молекул электролита на ионы распалось 90. Степень электролитической диссоциации равна 60%. Решение: α = 90/150 = 0,6 (или 60%);

23 Сила электролита зависит от степени электролитической диссоциации.

1. Растворы каких веществ реагируют между собой с образованием воды:

а) гидроксид натрия и нитрат калия;

б) карбонат натрия и азотная кислота;

в) нитрат меди(II) и гидроксид натрия;

г) гидроксид кальция и азотная кислота.
2. Сокращенное ионное уравнение

соответствует реакции между:

а) газообразными водородом и угольной кислотой;

б) карбонатом кальция и серной кислотой;

в) карбонатом калия и серной кислотой;

г) растворами угольной и серной кислот.

3. Если к раствору сульфата алюминия прилить раствор щелочи, то образуется:

а) желтый осадок;

б) осадка не образуется;

г) розовый осадок.

4. Сокращенное ионное уравнение Zn 2+ + S 2- = ZnS 2- соответствует реакции между:

а) карбонатом цинка и раствором серной кислоты;

б) хлоридом цинка и раствором сульфида натрия;

в) гидроксидом цинка и сероводородной кислотой;

г) гидроксидом цинка и газообразным сероводородом.
5. Реакцию нейтрализации можно отнести:

а) к реакциям обмена;

б) к реакциям отщепления;

в) к реакциям присоединения;

г) к реакциям замещения.

6. При взаимодействии азотной кислоты с гидроксидом кадий образуются:

б) соль и водород;

в) соль и углекислый газ;

г) новая кислота и новая соль.

7. С каким металлом концентрированная серная кислота не взаимодействует:

8. Какой цвет имеет раствор хлорида кобальта (П):

9. В результате взаимодействия образца природного мрамора с раствором соляной кислоты образуется:

г) вещества друг с другом не взаимодействуют.

10. Составьте полное и сокращенное ионное уравнения реакции между гидроксидом кальция и соляной кислотой. Суммы всех коэффициентов в полном и сокращенном ионном уравнениях соответственно равны:

11. Вычислите количество вещества, выпадающего в осадок при сливании раствора, содержащего 0,2 моль сульфата меди (II), и раствора, содержащего 0,3 моль гидроксида калия:

12. Определите степень окисления хлора в хлорноватистой кислоте НСlO:

13. Атомарный кислород в реакции горения выступает в качестве:

а) как окислителя, так и восстановителя;

г) правильного ответа нет.

14. Чему будет равна степень окисления меди в ее хлориде (П)?

15. Как изменится степень окисления азота в результате данной реакции?

16. Расставьте коэффициенты в схеме реакции:

Коэффициент перед формулой восстановителя равен:

17. Математической характеристикой среды является:

а) константа диссоциации;

б) водородный показатель;

в) гидроксидный показатель;

г) молярная концентрация.

18. Значение водородного показателя рН в чистой воде:

19. Гидролиз по аниону характеризует соли:

а) образованные сильной кислотой и сильным основанием;

б)образованные сильной кислотой и слабым основанием;

в)образованные слабой кислотой и сильным основанием;

г) образованные слабой кислотой и слабым основанием.
20. Какую среду будет иметь раствор цианистого калия:

21.Амфотерность гидроксида цинка можно доказать с помощью
раствора . и .

22.Электролитическая диссоциация в спирте и воде будет .

23.Соль образована слабой кислотой и слабым основанием, среда
раствора .

21 Амфотерность гидроксида цинка можно доказать с помощью раствора кислоты и щелочи ;

22 Электролитическая диссоциация в спирте и воде будет отсутствовать

23 Соль образована слабой кислотой и слабым основанием, среда раствора определяется соотношением величин констант диссоциации продуктов гидролиза .

1. Габриелян О. С., Остроумов И. Г. Химия. 10 класс: Методическое пособие. - М: Дрофа, 2001. - 160 с.

2. Габриелян О. С., Лысова Г. Г. Химия. 11 класс: Учебник для общеобразовательных учреждений. - М: Дрофа, 2001. - 368 с.: ил.

3. Габриелян О. С., Решетов П. В., Остроумов И. Г. и др. Готовимся к единому государственному экзамену: Химия/ – М.: Дрофа, 2003. – 136 с.

4. Гара Н. Н., Зуева М. Ю. Химия. Задачи и упражнения. 8 - 9 кл.: Учебное пособие для общеобразовательных учреждений. - М: Дрофа, 2002. - 224 с.: ил.

5. Единый государственный экзамен. 2001.: Тестовые задания: Химия. / М. Г. Минин, Н. С. Михайлова, В. Ф. Гридаев и другие; Министерство образования РФ. - М: Просвещение, 2001. - 47 с.: ил.

6. Зуева М. В., Гара Н. Н. Контрольные и проверочные работы по химии. 8 - 9 класс. Методическое пособие. - 5 - е изд., перераб. и доп. - М: Дрофа, 2002. - 224 с.: ил.

7. Суровцева Р. П., Гузей Л. С. Химия. 8 - 9 кл.: Контрольные работы к учебникам Л. С. Гузея, В. В. Сорокина, Р. П. Суровцевой " Химия 8 " и " Химия 9 ". - М: Дрофа, 2001. - 192 с.

8. Тесты по химии. 10 - 11 классы.: Учебно - Методическое пособие. / Р. П. Суровцева, Л. С. Гузей, Н. И. Останий, А. О. Татур. - 5 - е изд., стереотип. - М.: Дрофа, 2001. - 112 с.

9. Химия. 10 класс : Учебник для общеобразовательных учреждений. / О. С. Габриелян, Ф. Н. Маскакев, С. Ю. Пономарёв, В. И. Теренин; Под ред. В. И. Теренина. - 2 - е изд., перераб. и доп. - М: Дрофа, 2001. - 304 с.: ил.

10. Химия: Большой справочник для школьников и поступаюдщих в вузы/ Е. А. Алферова, Н. С. Ахметов, Н. В. Богомалова и др. - 2-е изд. - М.: Дрофа, 1999. - 784 с.

11. Хомченко Г. П. Химия (для подготовительных отделений). Учебник. - 3-е изд., испр. - М.: Высш. шк., 1993. - 368 с., ил.

12. Хомченко Г. П., Хомченко И. Г. Задачи по химии для поступающих в вузы: Учеб. пособие. - 2-е изд., исправ. и доп. - М.: Высш. шк., 1993. - 302 с.

Описание процесса распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении. Рассмотрение сущности классической теории электролитической диссоциации. Особенности образования ионных пар в растворах сильных электролитов.

Рубрика	Химия
Вид	реферат
Язык	русский
Дата добавления	13.06.2018
Размер файла	21,0 K

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

по дисциплине: "Аналитическая химия"

по теме: "Электролитическая диссоциация"

1. Диссоциация в растворах

2. Диссоциация при плавлении

3. Классическая теория электролитической диссоциации

4. Сильные электролиты

Электролитическая диссоциация -- процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении.

1. Диссоциация в растворах

Диссоциация на ионы в растворах происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит в значительной мере химический характер. Наряду с сольватирующей способностью молекул растворителя определённую роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя -- его диэлектрическая проницаемость (Схема электролитической диссоциации).

2. Диссоциация при плавлении

Под действием высоких температур ионы кристаллической решётки начинают совершать колебания, кинетическая энергия повышается, и наступит такой момент (при температуре плавления вещества), когда она превысит энергию взаимодействия ионов. Результатом этого является распад вещества на ионы.

3. Классическая теория электролитической диссоциации

Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.

Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации б, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс . Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита KA выражается уравнением типа:

электролит диссоциация растворитель плавление

Константа диссоциации K_d определяется активностями катионов , анионов и недиссоциированных молекул следующим образом:

Значение K_d зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и может быть определено несколькими экспериментальными методами. Степень диссоциации (б) может быть рассчитана при любой концентрации электролита с помощью соотношения:

где -- средний коэффициент активности электролита.

4. Сильные электролиты

В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов можно вычислить теоретически, исходя из представлений о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде -- растворителе.

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении.
Содержание:
1 Диссоциация в растворах
2 Диссоциация при плавлении
3 Классическая теория электролитической диссоциации
4 Сильные электролиты

Содержимое работы - 1 файл

Электролитическая диссоциация.docx

Министерство оброзования и науки РК Западно-Казахстанский аграрно-технический

университет им. Жангир-хана

Выполнила : Руденко Д.С студент гр.ТМО-12

Проверила : Калиева П.Т

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении.

1 Диссоциация в растворах

2 Диссоциация при плавлении

3 Классическая теория электролитической диссоциации

4 Сильные электролиты

Диссоциация в растворах

Диссоциация на ионы в растворах происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит в значительной мере химический характер. Наряду с сольватирующей способностью молекул растворителя определённую роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя — его диэлектрическая проницаемость (Схема электролитической диссоциации).

Диссоциация при плавлении

Классическая теория электролитической диссоциации

Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными

молекулами и ионами описывается законом действующих масс . Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита KA выражается уравнением типа:

Константа диссоциации Kd определяется активностями катионов анионов и недиссоциированных молекул следующим образом:

Значение Kd зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и может быть определено несколькими экспериментальными методами. Степень диссоциации (α) может быть рассчитана при любой концентрации электролита с помощью соотношения:

где — средний коэффициент активности электролита.

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Для двух ребят подарков груз

ИОН взвалил себе на спину:

Для КАТИ ОН несет свой плюс,

Для АНИ ОН несет свой минус.

Изучение растворов методами физической химии, например, с помощью измерения oсмотического давления и криоскопии (см. также МОЛЕКУЛЯРНОЙ МАССЫ ОПРЕДЕЛЕНИЕ), показало, что растворах электролитов число частиц больше, чем дают расчеты, основанные на концентрации растворенного вещества. Получалось, например, что в разбавленных растворах поваренной соли число частиц вдвое больше, чем вычисленное по формуле NaCl, в растворах CaCl2 – втрое больше и т.д. Это можно было бы объяснить, предположив, что указанные соединения при растворении в воде распадаются на несколько частей – как говорят химики, претерпевают диссоциацию (от латинского dissociatio – разъединение, разделение).

Явления диссоциации химикам были известны; например, при нагревании хлорида аммония: он возгоняется с одновременной диссоциацией на две молекулы: NH4Cl ® NH3+ HCl. Но распад при нагревании было объяснить намного легче: энергия, необходимая для диссоциации, черпается за счет тепловой энергии. А вот откуда берется энергия при растворении соли в воде при комнатной температуре, никто объяснить не мог (температура раствора часто почти не меняется). Более того, при растворении некоторых солей в воде раствор сильно нагревается! Непонятно было также, как и на что может распадаться в растворе поваренная соль – ведь не на натрий же и хлор!

В 1887 году шведский физико-химик Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы – ионы, которые могут передвигаться к электродам – отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду. Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название электролитической диссоциации (дословный перевод – расщепление, разложение под действием электричества). Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются только переносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит через раствор ток или нет.

Теория Аррениуса, с одной стороны, объясняла, почему растворы электролитов проводят ток, с другой стороны – объясняла увеличение числа частиц в растворе. Например, в растворе сульфат алюминия Al2(SO4)3 распадается сразу на пять ионов: два катиона алюминия Al3+ и три сульфат-аниона SO42–. За создание теории электролитической диссоциации Аррениус в 1903 году был удостоен Нобелевской премии по химии.

По степени диссоциации на ионы электролиты стали относить к сильным (полный распад на ионы) и к слабым (на ионы распадается только часть растворенного вещества). К сильным электролитам относятся щелочи, многие кислоты (серная, азотная, соляная), большинство солей. К слабым электролитам относятся уксусная СН3СООН, азотистая HNO2, сероводородная H2S, угольная Н2СО3, сернистая H2SO3, большинство органических кислот. Воду также можно отнести к слабым электролитам, так как лишь очень небольшая часть ее молекул находится в растворах в виде катионов Н+ и анионов ОН–. Фосфорная кислота Н3РО4 – электролит средней силы. Тело человека также содержит растворы электролитов и проводит электрический ток. Прохождение через тело тока силой всего 0,1 ампера может быть смертельным.

Хотя Менделеев, критикуя Аррениуса, во многом был не прав, в его рассуждениях была значительная доля истины. Как это часто бывает в науке, в ожесточенном споре между приверженцами физической и химической теории правыми оказались обе стороны. Очень сильное химическое взаимодействие между ионами и молекулами растворителя дает ту энергию, которая необходима для разрушения кристаллической решетки или молекул электролитов. В случае водных растворов эта энергия называется энергией гидратации (hydor по-гречески вода) и она может достигать очень больших значений; так, энергия гидратации катионов Na+ почти вдвое больше, чем энергия разрыва связи в молекуле Cl2. Чтобы разъединить катионы и анионы в кристаллах электролитов, тоже требуется затратить немало энергии (она называется энергией кристаллической решетки). В результате если суммарная энергия гидратации катионов и анионов при образовании раствора больше энергии кристаллической решетки (или энергии связи между атомами в таких электролитах, как HCl, H2SO4), растворение будет сопровождаться нагреванием, а если меньше – охлаждением раствора. Именно поэтому при растворении в воде таких веществ как LiCl, безводный CaCl2 и многих других раствор нагревается, а при растворении KCl, KNO3, NH4NO3 и некоторых других – охлаждается. Охлаждение может быть таким сильным, что стакан, в котором готовят раствор, покрывается снаружи росой и может даже примерзнуть к мокрой подставке!

Электролиты чрезвычайно важны в науке и технике. Все жидкие системы в живых организмах содержат электролит. Важный класс электролитов - полиэлектролиты.

Электролиты являются средой для проведения многих химических синтезов и процессов электрохимических производств. При этом всё большую роль играют неводные растворы электролитов. Благодаря им возможно создания новых химических источников тока и совершенствования технологических процессов разделения веществ - экстракции из растворов и ионного обмена.

Электролиты – вещества, подвергающиеся в растворах или расплавах электролитической диссоциации и проводящие электрический ток за счет движения электронов.

Сила электролита в значительной степени зависит от природы растворителя. Мерой воздействия растворителя является диэлектрическая проницаемость, значение которой для воды весьма высока и при 20 градусах равно 81. Именно для воды свойство ослаблять химические связи между ионами особенно сильно.

Деление электролитов на сильные и слабые в некоторой степени условно, т. к. оно отражает не свойства самих электролитов, а их состояние в растворе. Последнее зависит от концентрации, природы растворителя, температуры, давления и др.

Цель данного реферата дать определение понятию электролиты, выявить их свойства и различия, а также подробно рассмотреть диссоциации кислот, оснований и солей.

Электролитическая диссоциация.

Одним из важнейших факторов растворимости являются силы межмолекулярного взаимодействия возникающие между частицами растворенного вещества и молекулами растворителя. В ряде случаев действие этих сил приводит к тому, что дробление веществ на мельчайшие частицы в растворе идет дальше и растворение сопровождается диссоциацией молекул на ионы. Например:

Представьте, что газообразный хлористый водород попадает в воду и начинает взаимодействовать с молекулами растворителя. При этом молекулы HCl связываются с молекулами воды силами межмолекулярного взаимодействия. Обобщенно такой процесс называется гидратацией, а связанные с HCl молекулы воды – гидратной оболочкой.

В случае с раствором хлороводорода (соляная кислота) дальнейшая гидратация молекул HCl приводит к разрыву связи H–Cl и образованию в растворе гидратированных подвижных ионов H + (водн) и Cl – (водн). Ионы несут электрический заряд – положительный и отрицательный. Раствор, в котором теперь присутствуют подвижные ионы, становится электропроводным. Поэтому процесс распада вещества в растворе на ионы называется электролитической диссоциацией.

Электролитическая диссоциация – это полный или частичный распад растворенного вещества на ионы.

Теорию электролитической диссоциации в 80-х годах XIX века предложил выдающийся шведский химик Сванте Аррениус (1859-1927). Сегодня нам кажется вполне естественным, что растворенные вещества могут распадаться на ионы. Мы знаем, почему устойчивы именно такие, а не другие ионы – это знание опирается на современные представления о строении атомов. Например, элемент Na (электронная оболочка 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) может существовать в виде устойчивого катиона Na + , имеющего уже электронную оболочку чрезвычайно стабильной частицы – атома инертного газа неона (1s 2 2s 2 2p 6 ). В отличие от нейтрального атома неона, заряженная частица Na + хорошо взаимодействует с молекулами полярного растворителя – воды. Анион Cl – имеет электронную оболочку инертного газа аргона (…3s 2 3p 6 ). Таким образом, на процесс диссоциации влияет не только взаимодействие ионов с растворителем, но и фактор устойчивости самих ионов.

По признаку электрической проводимости все растворы можно разделить на две большие группы: растворы электролитов (проводят электрический ток) и растворы неэлектролитов (ток не проводят). Например, чистая вода, а также водные растворы сахара, глюкозы, спирта и ряда других веществ ток практически не проводят (в растворах отсутствуют ионы), поэтому эти вещества – неэлектролиты.

Напротив, раствор хлороводорода (соляная кислота) – это не просто электролит, а сильный электролит: более 99% молекул HCl в растворе распадаются на ионы H + и Cl – . Поэтому обратную стрелку в уравнении диссоциации HCl изображают короткой или вообще не пишут. Такие же свойства у растворов HBr (бромоводородная кислота) и HI (иодоводородная кислота).

Однако вполне похожее соединение – фтороводород HF – не проявляет свойств сильного электролита и в растворе ток проводит плохо. Здесь, наоборот, в уравнении диссоциации нужна более длинная обратная стрелка:

Константа и степень диссоциации.

В месте с процессом диссоциации на ионы, в растворах происходит и обратный процесс – ассоциация ионов в нейтральные молекулы. Таким образом, электролитическая диссоциация – это обратимая химическая реакция или динамическое равновесие, к которому применимы те же закономерности, что и к любому другому химическому равновесию. Например, для описания процесса диссоциации можно использовать константу равновесия К_р, которая в данном случае будет называться константой диссоциации К_д:

Итак, константа диссоциации К_д – это частный случай константы равновесия. Значения К_д для сильных электролитов часто бывают настолько велики, что их не удается измерить непосредственно. Эти значения получают косвенно, из термодинамических данных, и в разных справочниках они могут отличаться, хотя и остаются очень большими. Для нас здесь важно то обстоятельство, что ионов H + и Cl – в растворе очень много (их концентрация – в числителе дроби), а недиссоциированных молекул [HCl] чрезвычайно мало.

Напротив, К_д фтороводорода намного меньше единицы (ее значение уже можно определить более точно – см. следующий параграф). Следовательно, в растворе много недиссоциированных молекул HF и мало ионов H + и F – .

Оба раствора (HCl и HF) являются растворами электролитов, но HCl – сильный электролит, а HF – слабый. На примере этих двух веществ мы видим, что хорошую (или плохую) диссоциацию в растворе, как и хорошую (или плохую) растворимость трудно предсказать только по формуле вещества.

Помимо константы диссоциации, мерой силы электролита может служить степень диссоциации α. Это отношение числа распавшихся на ионы молекул (n₁) к общему числу молекул (n₀), изначально попавших в раствор:

сильные электролиты – α близка к 1 (или 100%);
слабые электролиты – α около 0,01 (1% и менее).

Поскольку вода – полноправный участник процесса диссоциации, ее иногда включают в химическое уравнение. Например, для уксусной кислоты процесс ее диссоциации в воде можно записать так:

Такие уравнения как бы подчеркивают, что ионы в водном растворе не изолированы, а связаны с молекулами растворителя. Для иона Н + это взаимодействие очень характерно: благодаря его связыванию с не поделенной электронной парой атома кислорода молекулы Н₂О образуется достаточно прочный комплекс Н₂О---Н + или, как его условно называют, ион гидроксония Н₃О + . Конечно, молекулы воды взаимодействуют и с анионом CH₃COO – (и любыми другими анионами), но это обстоятельство в уравнениях диссоциации обычно не отражают просто по традиции (и чтобы не загромождать уравнения).

Поскольку к процессу диссоциации применим принцип Ле Шателье, последнее уравнение указывает нам на еще одну важную закономерность: если разбавлять раствор уксусной кислоты, т.е. добавлять в него воду, то по принципу Ле Шателье должен активизироваться процесс, связанный с расходованием воды, т.е. прямая реакция (распад на ионы). В этом случае в растворе должен активизироваться процесс образования ионов из молекул. Иными словами, при разбавлении растворов слабых электролитов степень диссоциации возрастает.

Этот закон, установленный физико-химиком Вильгельмом Оствальдом в 1888 г., позволяет, в частности, с высокой точностью определять константы диссоциации многих веществ (за исключением очень сильных электролитов). Дело в том, что величину α удается опытным путем связать с электропроводностью раствора. Таким образом, зная концентрацию раствора, и выяснив в опыте степень диссоциации электролита, можно вычислить и величину К_д.

Полезность закона разбавления не исчерпывается определением констант диссоциации. Приведем простой пример его практического использования – вычислим более точно степень диссоциации в 0,1 М растворе уксусной кислоты, если ее константа диссоциации К_д = 1,8·10 –5 . Поскольку электролит слабый (это видно из константы диссоциации), можно воспользоваться законом разбавления для слабых электролитов: К_д = α 2 С. Отсюда:

Подставляя в эту формулу численные значения, получим:

Эта же формула поможет нам количественно определить, как изменитя степень диссоциации в таком растворе, если его разбавить в 10 раз. После разбавления концентрация уксусной кислоты составит 0,01 М. Отсюда:

Мы видим, что при разбавлении степень диссоциации уксусной кислоты заметно возросла.

Диссоциация кислот, оснований, солей.

При диссоциации кислот роль катионов играют ионы водорода (H + ), других катионов при диссоциации кислот не образуется:

Именно ионы водорода придают кислотам их характерные свойства: кислый вкус, окрашивание индикатора в красный цвет и проч.

Отрицательные ионы (анионы), отщепляемые от молекулы кислоты, составляет кислотный остаток.

одноосновные кислоты: HCl, HF, HNO₃;
двухосновные кислоты: H₂SO₄, H₂CO₃;
трехосновные кислоты: H₃PO₄.

Ступенчатая диссоциация двухосновной кислоты:

Ступенчатая диссоциация трехосновной кислоты:

При диссоциации многоосновных кислот самая высокая степень диссоциации приходится на первую ступень. Например, при диссоциации фосфорной кислоты степень диссоциации первой ступени равняется 27%; второй - 0,15%; третьей - 0,005%.

При диссоциации оснований роль анионов играют гидроксид-ионы (ОH - ), других анионов при диссоциации оснований не образуется:

однокислотные основания - KOH, NaOH;
двухкислотные основания - Ca(OH)₂;
трехкислотные основания - Al(OH)₃.

ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -

Некоторые вещества, в зависимости от условий, могут выступать, как в роли кислот (диссоциировать с отщеплением катионов водорода), так и в роли оснований (диссоциировать с отщеплением гидроксид-ионов). Такие вещества называются амфотерными.

Диссоциация Zn(OH)₂, как основания:

ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -

Диссоциация Zn(OH)₂, как кислоты:

Соли диссоциируют в воде на анионы кислотных остатков и катионы металлов (или других соединений).

Нормальные (средние) соли получаются полным одновременным замещением всех атомов водорода в кислоте на атомы металла - это сильные электролиты, полностью диссоциируют в воде с образованием катоинов металла и однокислотного остатка: NaNO₃, Fe₂(SO₄)₃, K₃PO₄.

Кислые соли содержат в своем составе кроме атомов металла и кислотного остатка, еще один (несколько) атомов водорода - диссоциируют ступенчато с образованием катионов металла, анионов кислотного остатка и катиона водорода: NaHCO₃, KH₂PO₄, NaH₂PO₄.

Основные соли содержат в своем составе кроме атомов металла и кислотного остатка, еще одну (несколько) гидроксильных групп - диссоциируют с образованием катионов металла, анионов кислотного остатка и гидроксид-иона: (CuOH)₂CO₃, Mg(OH)Cl.

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -

Двойные соли получаются одновременным замещением атомов водорода в кислоте на атомы различных металлов: KAl(SO₄)₂.

Смешанные соли диссоциируют на катионы металла и анионы нескольких кислотных остатков: CaClBr.

CaClBr ↔ Ca 2+ + Cl - + Br -
Заключение.

Итак, подведем итоги: Электролитами называют вещества, растворы и сплавы которых с другими веществами электролитически проводят гальванический ток.

Признаком электролитической проводимости в отличии от металлической должно считать возможность наблюдать химическое разложение данного вещества при более или менее продолжительном прохождении тока. В химически чистом состоянии электролиты обыкновенно обладают ничтожно малой электропроводностью.

Слово электролит широко используется в науке и технике, в разных отраслях оно может иметь различающийся смысл.

Многокомпонентный раствор для электроосаждения металлов, а также травления и др. (технический термин, например электролит золочения)

Электролиты являются важной частью химических источников тока: гальванических элементов и аккумуляторов. Электролит участвует в химических реакциях окисления и восстановления с электродами, благодаря чему возникает ЭДС. В источниках тока электролит может находиться в жидком состоянии (обычно это водный раствор) или загущённым до состояния геля.

В электролитических конденсаторах в качестве одной из обкладок используется электролит. В качестве второй обкладки — металлическая фольга (алюминий) или пористый, спечённый из металлических порошков блок (тантал, ниобий). Диэлектриком в таких конденсаторах служит слой оксида самого металла, формируемый химическими методами на поверхности металлической обкладки.

Известно, что существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счёт движения электронов в электрическом поле, либо за счет движения ионов. Электрическая проводимость присуща, прежде всего, металлам. Ионная проводимость присуща многим химическим соединения, обладающим ионным строением, например, солям в твёрдом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. В связи с этим все вещества принято условно делить на две категории:

а) вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью, называются электролитами;

б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью, называются неэлектролитами.

К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например, спирты, углеводы.

Оказалось, что, кроме хорошей электропроводности, растворы электролитов обладают более низкими значениями давлениями пара растворителя и температуры плавления и более высокими температурами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих свойств, шведский ученый С. Аррениус в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации.

Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов - катионов и анионов под действием растворителя. Например, молекула уксусной кислоты может диссоциировать в водном растворе следующим образом:

Сущность теории электролитической диссоциации С. Аррениуса

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы: положительные (катионы) и отрицательные (анионы).

2. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока - катоду, и поэтому называются катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу источника тока - аноду, и поэтому называются анионами.

3. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый для слабых электролитов, т. е. вместе с распадом молекул на ионы (диссоциация) идет процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация).

Электролиты подразделяются в зависимости от степени диссоциации на сильные и слабые.

вещества, которые диссоциируют полностью и необратимо, т. е. в растворе присутствуют только гидратиро-ванные ионы. Относятся все соли, сильные кислоты `"HI"`, `"HCl"`, `"HBr"`, `"HNO"_3`, `"H"_2"SO"_4`, `"HMnO"_4`, `"HClO"_4`, `"HClO"_3`, щелочи `"NaOH"`, `"LiOH"`, `"KOH"`, `"RbOH"`, `"CsOH"`, `"Ca"("OH")_2`, `"Ba"("OH")_2`, `"Sr"("OH")_2`.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе только ионы `"H"^+`:

Если кислота является двухосновной, то диссоциация кислоты происходит ступенчато. Количество стадий определяется основностью кислоты:

Сила бескислородных кислот возрастает в ряду однотипных соединений при переходе вниз по подгруппе кислотообразующего элемента: `"HCl"-"HBr"-"HI"`. Бромоводородная кислота `"HBr"` и йодоводородная `"HI"` кислоты сильнее хлороводородной, что объясняется увеличением межъядерных расстояний в их молекулах.

Фтороводородная (плавиковая) кислота `"HF"` растворяет стекло, но это вовсе не говорит о её силе. В ряду бескислородных галогенсодержащих кислот она относится к кислотам средней силы ввиду низкой концентрации в растворе ионов водорода из-за способности молекул `"HF"` к объединению (ассоциации), благодаря сильным водородным связям, возникающим при взаимодействии ионов `"F"^-` с молекулами `"HF"` (водородные связи) с образованием ионов `"HF"_2^-`, `"H"_2"F"_3^-` и других боле сложных частиц. В результате концентрация ионов водорода в водном растворе фтороводородной кислоты оказывается сильно пониженной.

Сила однотипных кислородных кислот изменяется в противоположном направлении, например, йодная кислота `"HIO"_4` слабее хлорной кислоты `"HClO"_4`. Если элемент образует несколько кислородных кислот, то наибольшей силой обладает кислота, в которой кислотообразующий элемент имеет самую высокую валентность.

Так, в ряду кислот `"HClO"-"HClO"_2-"HClO"_3-"HClO"_4` хлорная кислота наиболее сильная.

Схематически процесс распада (диссоциации) соляной кислоты на ионы можно представить следующим образом. Чтобы вещество в воде было электролитом, его молекула должна быть полярной.

Полярная молекула вещества окружена полярными молекулами воды, которые разрывают молекулу на две противоположно заряженные частицы – ионы.

с точки зрения теории электролитической диссоциации, представляет собой вещество, способное отдавать в растворе гидроксильную группу `"OH"^-`:

Диссоциация многокислотного гидроксида происходит ступенчато, например:

В свете теории электролитической диссоциации соли представляют собой соединения, образующие в водном растворе положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка (для средних солей), а также кроме них ионы водорода (для кислых солей) и гидроксид-ионы (для основных солей):

вещества, которые диссоциируют частично и обратимо.

В растворе слабого электролита присутствуют гидратированные ионы и некоторая часть недиссоциированных молекул.

К слабым электролитам относятся:

3) оставшиеся кислоты, не относящиеся к сильным, например, `"HF"`, `"H"_2"S"`, `"HNO"_2`, `"H"_3"PO"_4` и другие, а также незамещённые органические кислоты. При растворении углекислого газа в воде образуется его гидрат `"CO"_2*"H"_2"O"` и в незначительном количестве угольная кислота `"H"_2"CO"_3`_. Тем не менее, для диссоциации воспользуемся формулой угольной кислоты:

Практически диссоциация осуществляется лишь по первой ступени. Образующийся гидрокарбонат-ион `"HCO"_3^-` ведёт себя как слабый электролит.

Причиной диссоциации электролита в водных растворах является его гидратация, т. е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем. В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами воды, ионы.

Диссоциации проходит благодаря тому, что при гидратации ионов выделяется больше энергии, чем требуется на разрыв связи в молекуле. Примерно также происходит растворение ионного кристалла в воде и образование ионов. У кристаллов энергия гидратации ионов выше энергии кристаллической решётки.

Следует учитывать, что в растворах электролитов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. При некоторой постоянной температуре в данной системе устанавливается химическое равновесие, при котором скорость диссоциации станет равной скорости ассоциации.

Также необходимо учитывать, что свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных ионов. Например, негидратированный ион меди `"Cu"^(2+)` - белый в безводных кристаллах сульфата меди (II) `"СuSO"_4` и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т. е. связан с молекулами воды `"Cu"^(2+)*"H"_2"O"`. Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное количество молекул воды.

Основные свойства гидроксидов одного и того же элемента усиливаются с уменьшением его валентности. Так, основные свойства у гидроксида железа (II) выражены сильнее, чем у гидроксида железа (III) и наоборот.

Слабым электролитом является гидроксид аммония `"NH"_4"OH"`. При растворении аммиака `"NH"_3` в воде образуется раствор, который слабо проводит электрический ток и имеет горько-мыльный вкус. Среда раствора основная. В растворе образуются гидрат аммиака `"NH"_3*"H"_2"O"` и в незначительном количестве гидроксид аммония `"NH"_4"OH"`, который диссоциирует как слабый электролит с образованием ионов аммония `"NH"_4^+` и гидроксид-иона `"OH"^-`.

К слабым электролитам относят некоторые соли, например хлорид цинка `"ZnCl"_2`, тиоцианат железа `"Fe"("NCS")_3`, цианид ртути `"Hg"("CN")_2`, которые также диссоциируют по ступеням.

Разделение электролитов на сильные, средние и слабые зависит от доли продиссоциированных молекул или степени диссоциации `alpha`, которая показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы `(N_"д")`, к общему числу введённых в раствор молекул `(N_"р")`:

Электролиты со степенью диссоциации `30%` и более называют сильными, со степенью диссоциации `3`-`30%` называют средними (средней силы), со степенью диссоциации менее `3%` - слабыми.

Степень диссоциации не является строгим показателем силы электролита, т. к. она зависит от концентрации раствора, природы растворителя, присутствия в растворе другие электролитов.

При понижении концентрации степень диссоциации может повышаться, и в очень разбавленных растворах слабый электролит может находиться в состоянии почти полной диссоциации, в то же время в концентрированном растворе сильный электролит может вести себя как слабый и даже как неэлектролит.

Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор). Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит.

Выражение для константы диссоциации можно получить, если записать уравнение реакции диссоциации электролита АК в общем виде:

Поскольку диссоциация слабого электролита является обратимым равновесным процессом, то к данной реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия как

где `K_"дис"` - константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита;

`[AK]` – концентрация недиссоцированных молекул;

`[A^-]`, `[K^+]` - молярные концентрации анионов и катионов.

Рассчитайте количество ионов водорода в `1` л раствора серной кислоты с концентрацией `0,1` моль/л.

`0,1` моль `0,1` моль

Количество ионов водорода равно `0,1` моль.

Запишем уравнение диссоциации по второй ступени и по справочным данным определим степень диссоциации (`0,3`):

$$ <\mathrm>_^\rightleftarrows $$	`"H"^+ +"SO"_4^(2-)`.
`0,1` моль	`0,03` моль

Используем формулу для нахождения степени диссоциации (при решении задачи степень диссоциации удобно выразить в долях от единицы):

`n("диссоцH"_2"SO"_4)=0,1` моль/л `*0,3=0,03` моль.

Таким образом, в растворе появилось ионов `"H"^+` :

`0,1` моль `+ 0,03` моль `= 0,13` моль.

Следовательно, концентрация ионов водорода в растворе серной кислоты равна `0,13` моль/л.

Степень диссоциации гидроксида бария по первой ступени `- 92%`, по второй ступени `- 56%`. Рассчитайте число катионов бария и число гидроксид-ионов в `0,5` л `1,5 M` растворе.

1) Запишем уравнение электролитической диссоциации гидроксида бария:

1 ступень: `"Ba(OH")_2-> "BaOH"^+ + "OH"^-`,

2) Найдём количество вещества гидроксида бария, содержащегося в данном образце раствора:

3) Зная степень диссоциации вычислим число молекул `"Ba(OH")_2` распавшихся на ионы по первой ступени диссоциации:

Согласно диссоциации по `"I"` ступени, это количество вещества равно количеству вещества гидроксид-ионов, образовавшихся по первой ступени диссоциации, и количество ионов `"Ba(OH")^+`:

4) Исходя из количества вещества гидроксокатионов бария, образовавшихся на первой стадии диссоциации, и степени диссоциации по второй ступени, вычислим количество ионов `"Ba"("OH")^+`, диссоциирующих по второй ступени:

В соответствии с диссоциацией по `"II"` ступени, это количество вещества равно количеству вещества катионов `"Ba"^(2+)` и количеству ионов `"OH"^-`, образовавшихся по `"II"` ступени диссоциации:

5) Найдём число катионов `"Ba"^(2+)`, образующихся при диссоциации:

6) Вычислим количество вещества гидроксид-ионов, образовавшихся на обеих стадиях диссоциации, и их число:

Читайте также: