Как написать уравнение диссоциации электролитов

Электролитическая диссоциация

Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.

Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.

В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:

Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.

У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы и H другой молекулы.

Ступени диссоциации

Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H₂SO₄, H₃PO₄.

Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:

Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.

Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:

Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:

Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.

Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.

Электролиты и неэлектролиты

Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты — жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. Связи в их молекулах обычно ионные или ковалентные сильнополярные.

К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).

Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.

Неэлектролиты — вещества недиссоциирующие в растворах на ионы. В молекулах эти веществ связи ковалентные неполярные или слабополярные.

К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.

Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят электрический ток.

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:

Полные ионные уравнения записываются путем разложения молекул на ионы. Запомните, что нельзя раскладывать на ионы:

Слабые электролиты (в их числе вода)
Осадки
Газы

Сокращенное ионное уравнение записывается путем сокращения одинаковых ионов из левой и правой части. Просто, как в математике — остается только то, что сократить нельзя.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Пройдите тест для закрепления знаний

Наибольшее количество хлорид ионов образуется при диссоциации 1 моль FeCl₃ (3 иона Cl — ).

Диссоциации не подвергаются нерастворимые соли, кислоты, основания.

Существует 3 ступени диссоциации для ортофосфорной кислоты. Концентрация ионов на более высоких ступенях всегда ниже, чем на более низких.

Уксусная кислота (органическое вещество) относится к неэлектролитам.

Раствор поваренной соли является электролитом: хорошо проводит электрический ток.

Источник статьи: http://studarium.ru/article/159

Правила составления уравнений диссоциации электролитов

1. При диссоциации сильных электролитов ставится знак « = » (равенства) или « ® » ( одна стрелочка). Этот знак обозначает полную диссоциацию.

2. При диссоциации слабых ( и средней силы) электролитов – знак « Û » (обратимости). Этот знак обозначает частичную диссоциацию.

Правила написания ионных уравнений

В ионных уравнениях на ионы расписываются:

Сильные электролиты

Слабые электролиты

Основания: Са(OH)₂ = Ca 2+ + 2OH — Кислоты: HCl = H + +Cl — Соли: Na₂CO₃=2Na + +CO₃ 2 — KH₂PO₄=K + +H₂PO₄ — анион слабой кислоты H₂PO₄ — ÛH + +HPO₄ 2 — HPO₄ 2 — ÛH + +PO₄ 3 — AlOHCl₂ÛAlOHCl₂ = AlOH 2+ +2Cl — осадок растворимая катион слабого часть основания AlOH 2+ ÛAl 3+ +OH —

Основания: Fe(OH)₂ ÛFeOH + + OH — 1 ступень FeOH + ÛFe 2+ +OH — 2 ступень Кислоты: H₂CO₃ÛH + +HCO₃ — I ступень HCO₃ — ÛH + +CO₃ 2 — II ступень Амфотерные гидроксиды: 1.

Zn(OH)₂ÛZnOH + +OH — по осн. ZnOH + ÛZn 2+ +OH — типу 2. H₂ZnO₂ÛH + +HZnO₂ — по кисл. HZnO₂ — ÛH + +ZnO₂ 2 — типу Вода: H₂OÛH + +OH —

КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ

Важнейшей характеристикой количественного содержания компонентов в системе является концентрация растворов.

Концентрацией растворовназывают определенное массовое (или объемное) содержание растворенного вещества в определенном массовом (или объемном) количестве растворителя или раствора.

Существуют несколько методов выражения концентрации растворов. Рассмотрим самые распространенные из них:

Методы выражения концентрации растворов	Обозначение и размерность применяемых величин
Массовая доля растворенного вещества – это отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора:	— массовая доля растворенного вещества, безразмерная величина
m_В — масса растворенного вещества, г
m_Р-РА — масса раствора, г
V — объем раствора, мл
ρ -плотность раствора, г/мл
Процентная концентрация:	С_% — процентная концентрация, %
m _В — масса растворенного вещества, г
m_Р-РА — масса раствора, г
Молярная концентрация, или молярность,– число молей растворенного вещества в 1 дм 3 (1 литр) раствора:	С_М — молярная концентрация , или молярность; иногда обозначают М
— количество (число моль) растворенного вещества, моль
V — объем раствора, дм 3 (л)
m_В — масса растворенного вещества, г
М_В — молярная масса растворенного вещества, г/моль

При решении задач необходимо обращать особое внимание на размерность применяемых величин и обязательно приводить их в соответствие друг другу. Поэтому при подстановке численных значений в формулы надо указывать размерность величин. Решение задач оформлять обязательнов соответствии с приведенными примерами (см. стр. 67 – 71).

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз– это процесс взаимодействия соли с водой, в результате которого происходит смещение ионного равновесия воды и изменение значения рН раствора. Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой основания и кислоты, образующих соль.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются. Их водные растворы нейтральны.

В гидролизе участвуют ионы слабого основания и/или слабой кислоты.

· Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием,например, NH₄Cl:

NH₄Cl = NH₄ + +Cl —

Гидролизу подвергается катион слабого основания NH₄ + :

NH₄ + + HOH Û NH₄OH + H + (ионы H + в избытке).

NH₄Cl + H₂O Û NH₄OH + HCl – кислая среда (рН + + SO₃ 2 —

Гидролизу подвергается анион слабой кислоты SO₃ 2 — :

1-я ступень: SO₃ 2 — +HOH Û HSO₃ — +OH — (ионы OH — в избытке).

Молекулярное уравнение 1-й ступени:

Na₂SO₃ + H₂O Û NaHSO₃ + NaOH – щелочная среда (рН > 7).

При обычных условиях гидролиз протекает главным образом по первой ступени.

· Гидролиз солей образованных слабым основанием и слабой кислотой ((NH₄)₂CO₃, Al₂S₃ и т.д.), гидролизуются как по катиону, так и по аниону. В этом случае гидролиз соли протекает до конца: в уравнении происходит замена знака “Û” на “=”, а рН среды определяется силой кислоты и основания:

NH₄ClO = NH₄ + + ClO —

NH₄ + + ClO — + HOH = NH₄OH + HClO

K(HClO) = 3×10 -8 -5 , так как основание является более сильным электролитом, чем кислота, среда слабощелочная рН > 7.

· Совместный гидролиз двух солей Если в растворе одновременно присутствуют ионы, связывающие Н + и ОН — , то в соответствии с принципом Ле Шателье равновесие смещается в сторону усиления процесса гидролиза. Гидролиз может протекать необратимо с образованием малорастворимого и газообразного веществ.

В качестве примера можно рассмотреть совместный гидролиз следующих солей:

2Al 3+ + 3S 2 — + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

7.ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

РЕАКЦИИ (ОВР)

Окислительно-восстановительными называются реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:

Источник статьи: http://lektsii.org/7-23698.html

Составлять уравнения электролитической диссоциации кислот, щелочей и солей

3. Составлять уравнения реакций ионного обмена, понимать их сущность.

1.Записать молекулярное уравнение реакции

2.С помощью таблицы растворимости определить растворимость каждого вещества.

3.Составляем полное ионное уравнение. Сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и газообразные вещества записывают в виде молекул.

3Na + + 3OH — + Fe 3+ + 3Cl — = Fe(OH)₃ + 3Na + + 3Cl —

4.Найти одинаковые ионы (они не приняли участия в реакции в левой и правой частях уравнения реакции) и сократить их слева и справа.

5.Составить сокращенное ионное уравнение (выпишите знаки, формулы ионов или веществ, которые приняли участие в реакции).

4. Составлять уравнения реакций, характеризующих химические свойства кислот, оснований, оксидов и солей в молекулярном и ионном виде.

Определять окислители и восстановители, отличать окислитель – восстановительные реакции от других типов реакций, расставлять коэффициенты в окислительно – восстановительных реакциях методом электронного баланса

Источник статьи: http://studopedia.ru/11_19184_otlichat-reaktsii-razlozheniya-soedineniya-zameshcheniya-i-obmena-drug-ot-druga-sostavlyat-uravneniya-reaktsiy-dannih-tipov.html

Как написать уравнение диссоциации электролитов

Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах

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

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (H + ).

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато :

Н₃РО₄ ↔ Н + + Н₂РО — ₄ (первая ступень) – дигидроортофосфат ион

Н₂РО — ₄ ↔ Н + + НРO 2- ₄ (вторая ступень) – гидроортофосфат ион

НРО 2- ₄ ↔ Н + + PО З- ₄ (третья ступень) – ортофосфат ион

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени — по третьей.

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

Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов)

Щёлочи – это основания, растворимые в воде.

Это основания щелочных и щелочноземельных металлов :

LiOH, NaОН, КОН, Rb ОН, С s ОН, Fr ОН и Са(ОН)₂, Sr(ОН)₂, Ва(ОН)₂, R а(ОН)₂, а также N Н₄ОН

Амфолиты — это электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода (H + ) и гидроксид-ионы ( OH — ).

Примеры уравнений диссоциации щелочей

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ba(ОН)₂ -> Bа(ОН) + + OH — (первая ступень)

Ba(OH) + ↔ Ba 2+ +OH — (вторая ступень)

Примеры уравнений диссоциации амфолитов

Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН)₂ можно выразить уравнением:

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH + ₄) и анионы кислотных остатков.

Например, диссоциация средних солей :

Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато:

Диссоциация основных солей

У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода.

У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.

№1. Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ:

Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ:

Источник статьи: http://www.sites.google.com/site/himulacom/zvonok-na-urok/9-klass—vtoroj-god-obucenia/urok-no4-elektroliticeskaa-dissociacia-kislot-selocej-i-solej