МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО ОСНОВНЫМ РАЗДЕЛАМ КУРСА ХИМИИ

Методичка по химии
Электронное строение атома
Химическая связь
Классы неорганических соединений
Элементы химической термодинамики и термохимии
Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева
Химическая кинетика и химическое равновесие
Электролитическая диссоциация
Растворы
Коллоидные растворы
Растворы неэлектролитов
Окислительно-восстановительные реакции
Электрохимические процессы в гетерогенных системах
Коррозия металлов
Электролиз

Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена

Электролитическая диссоциация – это процесс распада молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Электролиты – это вещества, расплавы или водные растворы которых проводят электрический ток. К ним относятся растворы кислот, расплавы и растворы щелочей и солей. Неэлектролиты – это вещества, которые не проводят электрический ток. К ним относятся многие органические вещества.

Электролиты, которые практически полностью диссоциируют на ионы, называются сильными; электролиты, которые частично диссоциируют на ионы, называются слабыми. Для количественной оценки полноты диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул, находящихся в растворе.

Обычно степень диссоциации (α) выражают в долях единицы или %:

, (12)

где n – число частиц, подвергшихся электролитической диссоциации;

n0 – общее число частиц в растворе.

 Сильные электролиты – почти все соли, растворимые основания ( NaOH, KOH, Ba(OH)2 и др.), неорганические кислоты (H2SO4, HCl, HNO3, HBr, HI и др).

Слабые электролиты – нерастворимые основания и NH4OH, неорганические кислоты (H2CO3,, H2S,, HNO2, H3PO4 и др.), органические кислоты и вода H2O.

Сильные электролиты диссоциируют на ионы практически нацело (т.е. процесс диссоциации является необратимым) и одностадийно:

HCl = H+ + Cl– H2SO4 = 2H+ + SO42–

Слабые электролиты диссоциируют частично (т.е. процесс диссоциации является обратимым) и ступенчато. Например, для многоосновных кислот на каждой стадии происходит отрыв одного иона водорода:

1. H2SO3 H+ + HSO3- 2.  HSO3- H+ + SO32-

Таким  образом, число стадий многоосновных кислот определяется основностью кислоты (числом ионов водорода), а число стадий многокислотных оснований будет определяться кислотностью основания (или числом гидроксильных групп):
NH4OH NH4+ + OH–. Процесс электролитической диссоциации завершается установлением в системе состояния химического равновесия, которое характеризуется константой равновесия:

Константа равновесия процесса электролитической диссоциации называется константой диссоциации – КД. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя, температуры, но не зависит от концентрации электролита.

Между КД и α существует количественная связь:

 (13)

Соотношение (13) называют законом разбавления Оствальда: степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.

Для слабых электролитов, когда α<<1, КД = α2С.

Вода является слабым электролитом, поэтому диссоциирует обратимо:

H2O H+ + OH– ∆H = +56,5кДж/моль

Константа диссоциации воды: 

Степень диссоциации воды очень мала (это очень слабый электролит). Так как вода присутствует в большом избытке, то ее концентрация может считаться величиной постоянной и составляет , тогда

КД [H2O] = [H+]∙[OH-] = 55,6∙1,8∙10-16 = 10-14

[H+]∙[OH-] = 10-14 = KW – ионное произведение воды

Так как в воде концентрации катионов водорода и гидроксид-ионов равны, то: [H+] = [OH-] = .

Растворение в воде других веществ (кислот, оснований, солей) изменяет концентрацию ионов Н+ или ОН–, а их произведение всегда остается постоянным и равным 10-14 при Т=250С. Концентрация ионов Н+ может служить мерой кислотности или щелочности раствора. Обычно для этой цели используется водородный показатель: pH = -lg[H+]. Таким образом, водородный показатель – это десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком.

В зависимости от концентрации ионов водорода различают три среды.

В нейтральной среде [H+] = [OH-]= 10-7 моль/л, рН= – lg 10-7 = 7. Эта среда характерна как для чистой воды, так и для нейтральных растворов. В кислых растворах [H+] > 10-7моль/л,  рН < 7. В кислых средах рН меняется в пределах 0 < рН < 7.
В щелочных средах [H+] < [ОН–] и [H+] < 10-7 моль/л, следовательно, рН > 7. Пределы изменения рН: 7 < рН < 14.

Реакции ионного обмена (РИО) – это реакции между ионами, протекающие в водных растворах электролитов. Отличительная особенность обменных реакций: элементы, входящие в состав реагирующих веществ, не меняют свою степень окисления. Реакции ионного обмена являются необратимыми реакциями и протекают при условии: 1) образования малорастворимого вещества, 2) выделения газообразного вещества, 3) образования слабого электролита.

При протекании РИО противоположно заряженные ионы связываются и выводятся из сферы реакции. Сущность реакций ионного обмена выражают с помощью ионных уравнений, которые, в отличие от молекулярных, показывают истинных участников реакции. При составлении ионных уравнений следует руководствоваться тем, что вещества малодиссоциирующие, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные записываются в молекулярной форме. Сильные растворимые электролиты записываются в виде ионов. Поэтому при написании ионных уравнений необходимо пользоваться таблицей растворимости солей и оснований в воде.

Гидролиз – это процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводящий к образованию малодиссоциированных соединений; является частным случаем реакций ионного обмена. Гидролизу подвергаются соли, образованные:

слабой кислотой и сильным основанием (NaCH3COO, Na2CO3 , Na2S,);

слабым основанием и сильной кислотой (NH4Cl, FeCl3,, AlCl3,);

слабым основанием и слабой кислотой (NH4CN, NH4CH3COO).

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются: Na2SO4, BaCl2, NaCl, NaJ и т.д.

Гидролиз солей увеличивает концентрации ионов Н+ или ОН–. Это приводит к смещению ионного равновесия воды и в зависимости от природы соли сообщает раствору кислую или щелочную среду (см. примеры решения задач).

Примеры решения задач

Пример 1. Вычислить константу диссоциации уксусной кислоты СН3СООН, зная, что в 0,1М растворе она диссоциирована на 1,32%.

Р е ш е н и е. Для решения задачи воспользуемся законом разбавления Оствальда – уравнение (13), в котором С – концентрация уксусной кислоты, a – степень ее диссоциации в данном растворе, значение которой равно 1,32/100=0,0132. Таким образом, 

Ответ: константа диссоциации уксусной кислоты составляет 1,76×10-5.

Пример 2. Вычислить значение рН 0,1М раствора гидроксида аммония NH4OH, приняв степень диссоциации раствора равной 1%.

Р е ш е н и е. 1) Записываем уравнение диссоциации раствора NH4OH:

NH4OH NH4+ + OH–

2) Так как гидроксид аммония – слабый электролит и процесс его диссоциации носит обратимый характер, к моменту равновесия в 1 л раствора продиссоциировало Сa моль NH4OH (С = 0,1 моль/л) и образовалось столько же моль ОН– – ионов: [OH-] = Сa = 0,1×0,01 = 1×10-3 моль/л, следовательно, рОН = 3

3) Рассчитываем значение рН: pH + pOH = 14, рН = 14 – 3 = 11.

Ответ: рН 0,1М раствора гидроксида аммония равно 11.

Пример 3. Выразить с помощью ионного уравнения сущность реакции:

Pb(NO3)2 + KI ®

Р е ш е н и е. 1) Составляем молекулярное уравнение реакции:

Pb(NO3)2 + 2KI ® PbI2¯ + 2KNO3

Отмечаем, что в результате образуется нерастворимое вещество PbI2.

2) Составляем полное ионное уравнение (все сильные электролиты записываем в виде ионов, слабые, уходящие из сферы реакции – в виде молекул):

Pb2+ + 2NO3– + 2K+ + 2I– = PbI2¯ + 2K+ + 2NO3–

3) Составляем сокращенное ионное уравнение, в котором исключаем все ионы, повторяющиеся в обоих частях уравнения, т.е. ионы не участвующие в реакции:

Pb2+ + 2NO3– + 2K+ + 2I– = PbI2¯ + 2K+ + 2NO3–

Pb2++ 2I– = PbI2¯

Из сокращенного ионного уравнения видно, что сущность реакции сводится к взаимодействию ионов Pb2+ и I–, в результате которого образуется труднорастворимое вещество PbI2.

Пример 4. Определить характер среды водного раствора соли ZnCl2.

Р е ш е н и е. ZnCl2 – соль образованная сильной кислотой HCl и слабым основанием Zn(OH)2, следовательно, подвергается гидролизу по катиону. Так как катион двухзарядный, гидролиз будет протекать по двум ступеням.

I ступень:

а) записываем уравнение процесса диссоциации ZnCl2:

ZnCl2 = Zn2+ + 2Cl–

Подчеркнем ион, по которому идет гидролиз, это ион Zn2+.

б) процесс взаимодействия иона Zn2+ с водой происходит по схеме:

Zn2+ + H+–OH– (ZnOH)+ + H+

в) запишем суммарное уравнение гидролиза:

ZnCl2 = Zn2+ + 2Cl–

Zn2+ + H2O (ZnOH)+ + H+

ZnCl2 + Zn2+ + H2O Zn2+ + (ZnOH)+ + 2Cl– + H+

После преобразований получаем:

ZnCl2 + H2O Zn(OH)Cl + HCl

В результате гидролиза образуется сильная кислота HCl, поэтому рН < 7.

II ступень:

При рассмотрении гидролиза по второй ступени используется аналогичный подход.

а) Zn(OH)Cl = (ZnOH)+ + Cl–

б) (ZnOH)+ + H+–OH– = Zn(OH)2 + H+

в) Zn(OH)Cl = (ZnOH)+ + Cl–

(ZnOH)+ + H2O = Zn(OH)2 + H+

Zn(OH)Cl + H2O = Zn(OH)2¯ + HCl

Таким образом, в результате гидролиза по второй ступени образуется сильная кислота HCl, которая создает кислую среду раствора (рН < 7).

Методичка по химии