Оглавление

1. Теоретические основы в химии Читать 0 мин.

1.6. Электролитическая диссоциация и реакции ионного обмена

Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов – катионов и анионов.

И все вещества по способности проводить электрический ток можно разделить на 2 группы: электролиты и неэлектролиты.

В зависимости от значения степени диссоциации, электролиты можно разделить на сильные, средние и слабые:

Сила электролита

Класс соединений

Примеры

Сильные (степень диссоциации от 30% до 100%)

1. Растворимые соли

2. Щелочи

3. Сильные кислоты

NaCl, KCl, CuSO4, Сa(OH)2, HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4, HclO3, H2CrO4, HMnO4, CH3COONa

Средней силы (Степень диссоциации от 2% до 30 %

Некоторые кислоты

H3PO4, H2SO3, HNO2

Слабые (степень диссоциации меньше 2%)

1. Нерастворимые соли

2. Нерастворимые основания

3. Слабые кислоты

4. Органические кислоты

H2SiO3, HCN, CH3COOH,

Степень диссоциации – $a = \displaystyle \frac{n}{N}$, где n-число распавшихся (диссоциированных) молекул, N-общее число молекул.

При написании уравнений диссоциации помните, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю.

В случае сильных электролитов распад на ионы протекают необратимо (только в одну сторону), ионы обратно не соединяются в кристаллическую решетку, этому препятствуют молекулы воды, окружающие эти ионы (гидратные оболочки).

Диссоциация слабых электролитов ― обратимый процесс. Это значит, что в растворе присутствуют как ионы, так и недиссоциированные молекулы.

Все электролиты можно разделить на 3 группы: кислоты, основания и соли.

Кислоты ― это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор катионы водорода и никаких других положительных ионов не образуют.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

H3PO4 ⇄ H+ + H2PO-4, α = 23,5%

H2PO-4 ⇄ H+ + HPO2-4, α = 3 ∙ 10-4 %

HPO2-4 ⇄ H+ + PO3-4, α = 2 ∙ 10-9 %

Основания ― это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид-ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют. Диссоциация нерастворимых оснований не происходит, нет ионов в растворе.

К сильным основаниям относят все щелочи, т. е. все растворимые основания, кроме гидроксида аммония.

KOH = K+ + OH-, Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH-.

Средние соли ― это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор любые катионы, кроме Н+, и любые анионы, кроме ОН-.

Все растворимые соли ― сильные электролиты.

Cu(NO3)2 = Cu2+ + 2NO-3;

Al2(SO4)3 + 2Al3+ + 3SO2-4;

Na(CH3COO) = Na+ + CH3COO-.

Реакции между электролитами ― это реакции между ионами, которые образовались при их диссоциации, поэтому их записывают и в молекулярном, и в ионном виде. Протекают всегда в сторону наиболее полного связывания ионов.

Молекулярное

Полное ионное

Краткое ионное

H2SO4+ 2KOH=K2SO4+2H2O

2H+ + SO42- + 2K+ + 2OH- = 2K+ + SO42- + 2H2O

H+ + OH- = H2O

K2CO3+ 2HNO3=2KNO3+ CO2+H2O

2K++ CO2-3 + 2H+ +2NO3- = 2K+ + 2NO3- + CO2 + H2O

2H+ + CO2-3 = CO2 ↑+ H2O

$Al_2(SO_4)_3 + 3BaCl_2 = 3BaSO_4 \downarrow + 2AlCl_3$

2Al3+ + 3SO42- + 3Ba2+ + 6Cl- = 3BaSO4 + 2Al3+ + 6Cl-

SO42- + Ba2+ = BaSO4

 

Ионные реакции протекают практически необратимо, если образуются:

  1. малорастворимые вещества (они выпадают в осадок),
  2. легколетучие вещества (они выделяются в виде газов)
  3. слабые электролиты (в том числе и вода).

В ионных уравнениях:

  • электролиты записывают в ионном виде;
  • неэлектролиты и слабые электролиты ― в молекулярном виде;
  • в ионном уравнении сумма зарядов ионов в левой части и правой части равны.
Прочитано Отметь, если полностью прочитал текст
Ништяк!

Решено верно

Браво!

Решено верно

Крутяк!

Решено верно

Зачёт!

Решено верно

Чётко!

Решено верно

Бомбезно!

Решено верно

Огонь!

Решено верно

Юхууу!

Решено верно

Отпад!

Решено верно

Шикарно!

Решено верно

Блестяще!

Решено верно

Волшебно!

Решено верно