Сильные и слабые электролиты диссоциация кислот оснований и солей реферат

Обновлено: 05.07.2024

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.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода Н3РО4 Н+ + Н2РО-4(первая ступень) Н2РО-4 Н+ + НРO2−4 (вторая ступень) НРО2−4 Н+ PОЗ-4 (третья ступень) Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени — по третьей. Поэтому в водном растворе… Читать ещё >

Диссоциация кислот, солей, оснований ( реферат , курсовая , диплом , контрольная )

с помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

KOH K+ + OH-; NH4OH NH+4 + OH;

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп).

Например, NН4ОН — однокислотное основание, Са (ОН)2 — двухкислотное, Fе (ОН)3 — трехкислотное и т. д. Двухи многокислотные основания диссоциируют ступенчато.

Ca (ОН)2Са (ОН)+ + OH- (первая ступень).

Ca (OH)+Ca2++OH- (вторая ступень) Однако имеются электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода, и гидроксид-ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Н+ и ОН- (в незначительных количествах):

Для сильных электролитов (табл. 4.3) степень диссоциации равна единице, для слабых она значительно меньше единицы. Отсюда следует, что в растворах сильных электролитов вещество находится в виде ионов, в растворах слабых – в виде молекул и небольшого числа ионов, в неэлектролитах – в виде молекул.

Сильные и слабые электролиты

Электролиты	Сильные	Слабые
Кислоты	HNO₃, HCl, HBr,H₂SO₄ и другие	HNO₂, H₂S, H₂SO₃, H₂CO₃, H₂SiO₃, H₃PO₄, HF идругие
Основания	KOH, NaOH, Ba(OH)₂ и другие	NH₄OH, нерастворимые основания
Соли	практически все соли	─

Примечание: к слабым электролитам относится также вода.

Электролитическая диссоциация сопровождается увеличением числа частиц в растворе и поглощением теплоты, поэтому, в соответствии с принципом Ле Шателье, степень диссоциации уменьшается с ростом концентрации раствора и охлаждении.

.Процесс диссоциации сильных электролитов происходит в одну ступень.

С точки зрения теории электролитической диссоциации

кислотаминазываются электролиты, которые диссоциируют с образованием иона водородаН + и кислотного остатка. Серная кислота диссоциирует: H₂SO₄ → 2H + + SO₄ 2– .

Основания— это электролиты, которые диссоциируют с образованием гидроксил-ионов OH – и остатков основания. Гидроксид натрия диссоциирует: NaOH → Na + + OH – .

Соли при диссоциации разлагаются на основные и кислотные остатки. Нитрат кальция диссоциирует: Са(NO₃)₂ → Са 2+ + 2NO₃ – .

Диссоциация слабых электролитов протекает в малой степени, поэтому в растворе присутствуют недиссоциированные молекулы и небольшое число ионов. Диссоциацию слабых электролитов записывают как обратимый процесс и характеризуют константой диссоциации (табл. 4.4).

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.

Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.

К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.

В чем же суть процесса электролитической диссоциации?

Поместим в пробирку несколько кристаллов хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое время кристаллы растворятся. Что произошло?
Хлорид натрия – вещество с ионной кристаллической решеткой. Кристалл NaCl состоит из ионов Na + и Cl — . В воде этот кристалл распадается на структурные единицы-ионы. При этом распадаются ионные химические связи и некоторые водородные связи между молекулами воды. Попавшие в воду ионы Na + и Cl — вступают во взаимодействие с молекулами воды. В случае хлорид-ионов можно говорить про электростатическое притяжение дипольных (полярных) молекул воды к аниону хлора, а в случае катионов натрия оно приближается по своей природе к донорно-акцепторному (когда электронная пара атома кислорода помещается на вакантные орбитали иона натрия). Окруженные молекулами воды ионы покрываются гидратной оболочкой. Диссоциация хлорида натрия описывается уравнением:

NaCl = Na + + Cl –

При растворении в воде соединений с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе. Например, соляная ксилота диссоциирует на ионы так: HCl = H + + Cl — .

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.

Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:

Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.

N_{продисс} — это число продиссоциировавших молекул,

N_исх — это исходное число молекул.

По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные и слабые.

Сильные электролиты (α≈1):

1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH₃COOK, формиат натрия HCOONa и др.)

2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO₃, H₂SO₄ (по первой ступени), HClO₄ и др.;

3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е. степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ. В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.

Слабые электролиты (α

1. Слабые кислоты, в т.ч. органические;

2. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH₄OH;

3. Нерастворимые и некоторые малорастворимые соли (в зависимости от растворимости).

Неэлектролиты:

1. Оксиды, не взаимодействующие с водой (взаимодействующие с водой оксиды при растворении в воде вступают в химическую реакцию с образованием гидроксидов);

2. Простые вещества;

3. Большинство органических веществ со слабополярными или неполярными связями (альдегиды, кетоны, углеводороды и т.д.).

Как диссоциируют вещества? По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты диссоциируют полностью (в насыщенных растворах), в одну ступень, все молекулы распадаются на ионы, практически необратимо. Обратите внимание — при диссоциации в растворе образуются только устойчивые ионы. Самые распространенные ионы можно найти в таблице растворимости — это ваша официальная шпаргалка на любом экзамене. Степень диссоциации сильных электролитов примерно равна 1. Например, при диссоциации фосфата натрия образуются ионы Na + и PO₄ 3– :

Диссоциация слабых электролитов : многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо. Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц. Например, угольная кислота:

HCO₃ – ↔ H + + CO₃ 2–

Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:

Mg(OH)₂ ⇄ Mg(OH) + OH –

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –

Кислые соли диссоциируют также ступенчато, сначала разрываются ионные связи, затем — ковалентные полярные. Например, гидрокабонат калия и гидроксохлорид магния:

KHCO₃ ⇄ K + + HCO₃ – (α=1)

HCO₃ – ⇄ H + + CO₃ 2– (α + + Cl – (α=1)

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α 1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы.

2. Причина диссоциации электролиты в воде – это его гидратация, т.е. взаимодействие с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

3. Под действием внешнего электрического поля положительно заряженные ионы двигаюися к положительно заряженному электроду — катоду, их называют катионами. Отрицательно заряженные электроны двигаются к отрицательному электроду – аноду. Их называют анионами.

4. Электролитическая диссоциация происходит обратимо для слабых электролитов, и практически необратимо для сильных электролитов.

5. Электролиты могут в разной степени диссоциировать на ионы — в зависимости от внешних условий, концентрации и природы электролита.

6. Химические свойства ионов отличаются от свойств простых веществ. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые из него образуются при диссоциации.

Примеры .

1. При неполной диссоциации 1 моль соли общее количество положительных и отрицательных ионов в растворе составило 3,4 моль. Формула соли – а) K₂S б) Ba(ClO₃)₂ в) NH₄NO₃ г) Fe(NO₃)₃

Решение: для начала определим силу электролитов. Это легко можно сделать по таблице растворимости. Все соли, приведенные в ответах — растворимые, т.е. сильные электролиты. Далее, запишем уравнения электролитической диссоциации и по уравнению определим максимально число ионов в каждом растворе:

а) K₂S ⇄ 2K + + S 2– , при полном распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не получится никак;

б) Ba(ClO₃)₂ ⇄ Ba 2+ + 2ClO₃ – , опять при распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не образуется никак;

в) NH₄NO₃ ⇄ NH₄ + + NO₃ – , при распаде 1 моль нитрата аммония образуется 2 моль ионов максимально, больше 2 моль ионов не образуется никак;

г) Fe(NO₃)₃ ⇄ Fe 3+ + 3NO₃ – , при полном распаде 1 моль нитрата железа (III) образуется 4 моль ионов. Следовательно, при неполном распаде 1 моль нитрата железа возможно образование меньшего числа ионов (неполный распад возможен в насыщенном растворе соли). Следовательно, вариант 4 нам подходит.

Читайте также: