Файл: Учебнометодическое пособие Тюмень, 2018 удк 54 н 24. 1 Рецензенты.docx

необходимые значения в формулы, получим:

а)  Молярная концентрация 12% раствора серной кислоты равна

M = (12 · 1,08 · 10) / 98 = 1,32 M

б)  Нормальная концентрация 12% раствора серной кислоты равна

N = (12 ·1,08 ·10) / 49 = 2,64 H.

Иногда в лабораторной практике приходится пересчитывать молярную концентрацию в нормальную и наоборот. Если эквивалентная масса вещества равна мольной массе (Например, для HCl, KCl, KOH), то нормальная концентрация равна молярной концентрации. Так, 1 н. раствор соляной кислоты будет одновременно 1 M раствором. Однако для большинства соединений эквивалентная масса не равна мольной и, следовательно, нормальная концентрация растворов этих веществ не равна молярной концентрации.

Для пересчета из одной концентрации в другую можно использовать формулы:

M = (N · Э) / m

N = (M · m) / Э

6.2.Электролитическая диссоциация

Давно известно, что некоторые растворы проводят электрический ток (такие растворы получили название электролитов), а некоторые – не проводят (не электролиты).

Впервые теорию электролитической диссоциации  сформулировал в 1887 г. Шведский ученый С. Аррениус, ее основные положения заключались в следующем:

• 
  электролиты, растворяясь в воде, диссоциируют (распадаются) на положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные ионы;
  
• 
  под воздействием внешнего электрического поля катионы в растворе электролита начнут двигаться к катоду (отрицательному электроду), анионы – к аноду (положительному электроду);
  
• 
  электролитическая диссоциация является обратимым процессом – параллельно с распадом молекул на ионы идет обратный процесс ассоциации (ионы соединяются в молекулы), в результате чего в растворе устанавливается динамическое равновесие.
  

Уравнения электролитических диссоциаций записываются следующим образом:

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

HCl ↔ H⁺ + Cl^-

Электролитическая диссоциация – это процесс распада вещества (электролита) на ионы (в растворах под воздействием полярных молекул растворителя; в расплавах – под воздействием высокой температуры)

Степень диссоциации – отношение числа продиссоциировавших молекул электролита в растворе к общему числу его молекул.

Α = (Nд/N)·100%

• 
  α – степень диссоциации;
  
• 
  N_д – число диссоциированных (распавшихся на ионы) молекул электролита;
  
• 
  N – общее число молекул электролита в растворе.
  

---

Степень диссоциации является количественной характеристикой процесса электролитической диссоциации.

От чего зависит величина степени диссоциации:

• 
  от природы растворителя – степень диссоциации тем выше, чем выше полярность растворителя;
  
• 
  от температуры – степень диссоциации тем выше, чем выше температура;
  
• 
  от концентрации – степень диссоциации тем выше, чем ниже концентрация растворенного вещества (более разбавленный раствор);
  
• 
  от природы электролита – степень диссоциации тем выше, чем полярней связи в молекулах, по которым происходит диссоциация.
  

Все растворы, в зависимости от значения степени диссоциации, принято делить на три категории:

• 
  сильные электролиты (α>30%): многие кислоты и соли (HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃, HclO₄), основания (NaOH, KOH);
  
• 
  электролиты средней силы (3%<α<30%);
  
• 
  слабые электролиты (α<3%): вода, пероксид водорода, неорганические кислоты (H₂S, H₂SO₃, H₂CO₃, HclO).
  

Константа электролитической диссоциации (K_д) характеризует равновесие системы электролитического раствора – это более общая количественная характеристика (по сравнению со степенью диссоциации) силы электролитов. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее диссоциирует электролит на ионы.

Ранее уже говорилось, что в растворе слабого электролита устанавливается равновесие, когда скорость диссоциации в растворе равна скорости ассоциации

KA ↔ K⁺ + A^-

K_д = ([K⁺][A^-])/[KA]

• 
  [K+] – молярная равновесная концентрация катионов;
  
• 
  [A-] – молярная равновесная концентрация анионов;
  
• 
  [KA] – молярная равновесная концентрация недиссоциированных молекула электролита.
  

Диссоциация кислот

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

HF ↔ H⁺ + F^-

HNO₃ ↔ H⁺ + NO₃^-

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

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

Одной из характеристик диссоциации кислот является их основность – число ионов водорода, содержащихся в молекуле кислоты, которые могут образовываться при диссоциации:

---

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

Процесс отщепления катионов водорода в многоосновных кислотах происходит ступенчато: сначала отщепляется один ион водорода, затем другой (третий).

Ступенчатая диссоциация двухосновной кислоты:

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄^-

HSO₄^- ↔ H⁺ + HSO₄^2-

Диссоциация оснований

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

NaOH ↔ Na⁺ + OH^-

Кислотность основания определяется количеством гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы основания:

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

Многокислотные основания диссоциируют, по аналогии с кислотами, также ступенчато – на каждом этапе отщепляется по одному гидроксид-иону:

Zn(OH)₂ ↔ ZnOH⁺ + OH^-

ZnOH⁺ ↔ Zn²⁺ + OH^-

Диссоциация солей

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

Диссоциация нормальной соли:

K₃PO₄ ↔ 3K⁺ + PO₄^3-

Диссоциация кислой соли:

NaHCO₃ ↔ Na⁺ + HCO₃^-

HCO₃^- ↔ H+ + CO₃^2-

Диссоциация основной соли:

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH)⁺ + Cl^-

Mg(OH)⁺ ↔ Mg²⁺ + OH^-

Диссоциация двойной соли:

Kal(SO₄)₂ ↔ K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-

Диссоциация смешанной соли:

CaClBr ↔ Ca²⁺ + Cl^- + Br^-

Реакции ионного обмена

Многие химические реакции протекают в водных растворах. Если в этих реакциях участвуют электролиты, то нужно учитывать, что эти вещества находятся в водном растворе в диссоциированном состоянии, то есть в виде ионов (сильные электролиты) или частично в виде ионов (слабые электролиты).

Таким образом, реакции между водными растворами электролитов — это реакции, в которых участвуют ионы. Поэтому такие реакции называются ионными реакциями.

Химические реакции между ионами называют ионными реакциями.

Ионные реакции возможны только в том случае, если между ионами происходит химическое взаимодействие, т. Е. какие-либо ионы одного электролита и какие-либо ионы другого электролита связываются друг с другом и образуют:

---

• 
  нерастворимое вещество, выпадающее в виде осадка;
  
• 
  газообразное вещество;
  
• 
  молекулы малодиссоциирующего вещества (слабого электролита).
  

Уравнения ионных реакций называют ионными уравнениями.

При составлении ионных уравнений формулы малодиссоциирующих, нерастворимых и газообразных веществ записываются в молекулярном виде.

Если вещество выпадает в осадок, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вниз (↓).

Если в ходе реакции выделяется газообразное вещество, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вверх (↑).

1.Рассмотрим первый случай, когда реакции ионного обмена протекают до конца:

ионы связываются и образуют нерастворимое вещество, которое выпадает в осадок.

• 
  Молекулярное уравнение реакции выглядит так:
  

Na₂SO₄+BaCl₂=BaSO₄↓+2NaCl.

Перепишем это уравнение, изобразив сильные электролиты в виде ионов, а нерастворимое вещество, уходящее из сферы реакции — в молекулярном виде.

• 
  Получившееся уравнение — полное ионное уравнение реакции:
  

2Na⁺+SO₄²⁻+Ba²⁺+2Cl−=BaSO₄↓+2Na⁺+2Cl−.

• 
  Если исключить из обеих частей равенства одинаковые ионы, которые не участвуют в реакции, то получится сокращенное ионное уравнение реакции:
  

Ba²⁺+SO₄²⁻=BaSO₄↓.

Сокращённое ионное уравнение показывает, что сущность реакции сводится к взаимодействию ионов бария Ba²⁺ и сульфат-ионов SO₄^2−, в результате которого образуется осадок сульфата бария BaSO₄.

Сокращенное ионное уравнение характеризует сущность реакции, показывает, какие ионы реагируют между собой, и какое вещество они образуют в результате ионной реакции.

2.Реакции ионного обмена в водных растворах электролитов также возможны, когда в результате реакции образуются газообразные (летучие) вещества.

Запишем молекулярное и ионные уравнения протекающей ионной реакции.

• 
  Молекулярное уравнение:
  

Na₂CO₃+2HCl=2NaCl+H₂O+CO₂↑.

• 
  Полное ионное уравнение:
  

2Na⁺+CO₃²⁻+2H⁺+2Cl⁻=2Na⁺+2Cl⁻+H₂O+CO₂↑.

• 
  Сокращённое ионное уравнение:
  

2H⁺+CO₃²⁻=H₂O+CO

---

₂↑.
3.Рассмотрим третий случай, когда реакции обмена в водных растворах электролитов протекают до конца.

При этом образуется малодиссоциирующее вещество, например, вода.

• 
  Запишем молекулярное уравнение реакции:
  

NaOH+HNO₃=NaNO₃+H₂O.

• 
  Полное ионное уравнение этой реакции:
  

Na⁺+OH⁻+H⁺+NO₃⁻=Na⁺+NO₃⁻+H₂O.

Так как ионы Na⁺ и NO₃⁻ в растворе остаются в неизменённом виде, то их можно не записывать.

• 
  В итоге сокращeнное ионное уравнение реакции выглядит так:
  

H⁺+OH⁻=H₂O.

Оно показывает, что взаимодействие сильной кислоты и щёлочи сводится к взаимодействию ионов водорода  H+ и гидроксид-ионов OH−, в результате которого образуется малодиссоциирующее вещество — вода.

Реакция взаимодействия сильной кислоты и щёлочи называется реакцией нейтрализации.

Ионное произведение воды

Вода является очень слабым электролитом. Электролитическая диссоциация воды выражается в следующем уравнении:

H₂O ↔ H⁺ + OH^-

Методом электрической проводимости ученые вычислили константу диссоциации воды:

K_д = ([H⁺]·[HO^-])/[H₂O] = 1,8·10^-16 моль/л

K_д·[H₂O] = [H⁺]·[HO^-]

• 
  K_д – константа диссоциации воды;
  
• 
  [H⁺], [HO^-] – молярные концентрации ионов;
  
• 
  [H₂O] – молярная концентрация воды.
  

Произведение [H⁺]·[HO^-] называют ионным произведением воды K_в.

K_в = [H⁺]·[HO^-] = 1,8·10^-16·55,5 = 1·10^-14

В чистой воде концентрации катионов водорода и гидроксид-ионов равны, поэтому при температуре 22°C будет справедливо следующее равенство:

[H⁺] = [HO^-] = √10^-14 = 10^-7

Чистая вода является нейтральной средой ([H⁺] = [HO^-]). При добавлении в чистую воду кислоты концентрация катионов водорода увеличится, вследствие чего динамическое равновесие диссоциации воды будет нарушено, а концентрация гидроксид-ионов уменьшиться настолько, чтобы K_в оставалось равным 10^-14. Аналогичная ситуация произойдет, если в чистую воду добавить щёлочь – концентрация гидроксид-ионов увеличится, а концентрация катионов водорода уменьшится, при этом K_в будет оставаться равным 10

---