Лекция: Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты

Электролитическая диссоциация

Вам уже известно, что химические связи между атомами могут быть ионными, ковалентными, металлическими и водородными. Большинство химических реакций протекает в растворах. И как поведет себя вещество в этих растворах зависит от характера названных связей.

На уроках физики вы узнали, что некоторые вещества способны проводить электрический ток. Эта способность определяется наличием в их молекулах заряженных ионов. К таким веществам относятся растворы кислот, солей, оснований и называются они электролитами. Эти вещества образуют ионную и сильно полярную ковалентную связи. Вещества, не относящиеся ни к одной из перечисленных групп, являются неэлетролитами. К ним можно отнести: простые вещества, оксиды, органические вещества (к примеру, спирты, углеводороды, углеводы, хлорпроизводные углеводородов). Эти вещества образуют неполярные или малополярные ковалентные связи.

Под электролитической диссоциацией следует понимать распад вещества на свободные ионы при его растворении в воде.

Автором теории электролитической диссоциации является шведский физик и химик Сванте Аррениус. Его основная идея заключается в том, что под действием воды как растворителя электролиты распадаются на свободные ионы, переносящие электрический заряд:

• «+ » - катион ;
• «- » - анион .

Под действием электрического тока катионы движутся к катоду со знаком «-», а анионы к аноду со знаком «+».

Помните, реакция электролитической диссоциации относится к обратимым. Прямая реакция называется электролитической диссоциацией, а обратная – моляризацией.

Число молекул, распавшихся на ионы показывает степень диссоциации, которая обозначается буквой альфа – α. Зависит она от природы реагентов, их концентрации и t.

Степень диссоциации вычисляется по формуле a = n / N , где n – это число распавшихся ионов, N – число молекул.

Сильные и слабые электролиты

Если перед нами вещества, чьи молекулы отлично распадаются на ионы, то мы имеем дело с сильными электролитами . А те, чьи молекулы мало распадаются на ионы являются слабыми .

К сильным относятся :

• HCl, HBr, HClO 4 , H 2 SO 4 и другие сильные кислоты;
• LiOH, NaOH, RbOH и другие щелочи;
• Ba(OH) 2 ,Ca(OH) 2 и другие гидроксиды щелочноземельных металлов;
• Все соли, растворимые в воде

К слабым электролитам относятся :

• Вода;
• Почти все органические кислоты (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH), некоторые неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S)
• Малорастворимые в воде соли (Ca 3 (PO 4) 2)
• Малорастворимые основания и гидроксид аммония; Cu(OH) 2 ; Al(OH) 3 ; NH 4 OH).

Условная степень диссоциации сильных электролитов: α>30%; а слабых: α<1%.

Рассмотрим особенности протекания электролитической диссоциации солей, основания, кислот:

Электролитическая диссоциация оснований

Диссоциация щелочей дает катионы металла и всегда анионы гидроксогруппы OH.

К примеру: Ca(OH) 2 ↔ Ca 2 + 2OH -

Слабые многокислотные основания диссоциируют по ступеням. Возьмем в пример оксид железа:

1. Fe(OH) 2 ↔ (FeOH) + +ОH -
2. (FeOH) + ↔ Fe 2 + ОH -

Диссоциация амфотерных оснований, проявляющих себя в реакциях то, как кислоты, то как основания, может протекать двумя способами. По типу диссоциации оснований, либо по типу диссоциации кислот.

Электролитическая диссоциация кислот

При диссоциации кислот образуются анионы кислотного остатка и всегда катионы водорода (H +).

К примеру: HCl ↔ H + + Cl -

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют по ступеням. Рассмотрим на примере фосфорной кислоты:

1. Н 3 РО 4 ↔ Н + + Н 2 РО 4 -1
2. Н 2 РО 4 -1 ↔ Н + + НРO 4 -2
3. НРО 4 -2 ↔ Н + + PО 4 -3

Электролитическая диссоциация солей

Соли диссоциируют на катион металла и анион кислотного остатка.

• Сульфат алюминия: Al 2 (SO 4) 3 ↔ 2Al 3+ + 3(SO 4) 2-

В данной реакции образовалось 2 моли ионов Al 3+ и 3 моли SO 4 2- , следовательно, катионов меньше, чем анионов в полтора раза.

• Фосфат натрия: Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 4 3 -

В данной реакции катионов образовалось в три раза больше, чем анионов. Как видно из уравнений, соли распались на катионы металла и анионы кислотного остатка. В этих реакциях вы не видите основного участника любой реакции электролитической диссоциации: H 2 O. Принято не записывать данное вещество в схеме, но иметь ввиду, что вода есть.

Способностью молекул растворителя определённую роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя - его диэлектрическая проницаемость (Схема электролитической диссоциации).

Диссоциация при плавлении

Под действием высоких температур ионы кристаллической решётки начинают совершать колебания, кинетическая энергия повышается, и наступит такой момент (при температуре плавления вещества), когда она превысит энергию взаимодействия ионов. Результатом этого является распад вещества на ионы.

Классическая теория электролитической диссоциации

Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году . Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.

Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита . Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс . Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита KA выражается уравнением типа:

Константа диссоциации определяется активностями катионов , анионов и недиссоциированных молекул следующим образом:

Значение зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и может быть определено несколькими экспериментальными методами. Степень диссоциации (α ) может быть рассчитана при любой концентрации электролита с помощью соотношения:

,

где - средний коэффициент активности электролита.

Слабые электролиты

Слабые электролиты - химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах незначительно диссоциированны на ионы , которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.

Слабыми электролитами являются:

• почти все органические кислоты и вода;
• некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO 2 , HNO 2 , HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4 ,H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , H 2 SO 3 и др.;
• некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH) 3 , Zn(OH) 2 и др.

Сильные электролиты

Сильные электролиты - химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы . Степень диссоциации таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли , некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты , амиды и др.).

Классическая теория электролитической диссоциации применима лишь к разбавленным растворам слабых электролитов . Сильные электролиты в разбавленных растворах диссоциированы практически полностью, поэтому представления о равновесии между ионами и недиссоциированными молекулами лишено смысла. Согласно представлениям, выдвинутым в 20-30-х гг. 20 в. В. К. Семенченко (СССР), Н. Бьеррумом (Дания), Р. М. Фуоссом (США) и др., в растворах сильных электролитов при средних и высоких концентрациях образуются ионные пары и более сложные агрегаты. Современные спектроскопические данные показывают, что ионная пара состоит из двух ионов противоположного знака, находящихся в контакте («контактная ионная пара») или разделённых одной или несколькими молекулами растворителя («разделённая ионная пара»). Ионные пары электрически нейтральны и не принимают участия в переносе электричества. В сравнительно разбавленных растворах сильных электролитов равновесие между отдельными сольватированными ионами и ионными парами может быть приближённо охарактеризовано, аналогично классической теории электролитической диссоциации, константой диссоциации (или обратной величиной - константой ассоциации). Это позволяет использовать вышеприведённое уравнение для расчёта соответствующей степени диссоциации, исходя из экспериментальных данных.

В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов можно вычислить теоретически, исходя из представлений о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде - растворителе.

Примеры сильных электролитов: некоторые кислоты (HClO 4 , HMnO 4 , H 2 SO 4 , HCl, HBr; HI), гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов (NaOH, KOH, Ba(OH) 2); большинство солей .

См. также

Ссылки

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Электролитическая диссоциация" в других словарях:

электролитическая диссоциация - Диссоциация р р. веществ в растворе или расплаве электролитов. Тематики металлургия в целом EN electrolytic dissociation … Справочник технического переводчика

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ - см … Большая политехническая энциклопедия

Полный или частичный распад молекул растворенного вещества на ионы в результате взаимодействия с растворителем. Обусловливает ионную проводимость растворов электролитов … Большой Энциклопедический словарь

электролитическая диссоциация - – полный или частичный распад растворенного вещества на ионы. Общая химия: учебник / А. В. Жолнин … Химические термины

Электролитическая диссоциация - – полный или частичный распад молекул растворенного вещества в результате взаимодействия с растворителем; обусловливает ионную проводимость растворов электролитов. [Терминологический словарь по бетону и железобетону. ФГУП «НИЦ… … Энциклопедия терминов, определений и пояснений строительных материалов

Электролитическая диссоциация - ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ, полный или частичный распад растворенного вещества на ионы в результате взаимодействия с растворителем. Обусловливает электропроводность электролитов. … Иллюстрированный энциклопедический словарь

Или ионизация (литер. Svante Arrhenius, Ueber die Dissociation der in Wasser gelösten Stoffe , Zeitschr. für physikalische Chemie , 1887; Sv. Arrhenius, La dissociation électrolytique des solutions. Rapport au Congrès internat. à Paris 1900 ; Max … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

Полный или частичный распад молекул растворённого вещества на ионы в результате взаимодействия с растворителем. Обусловливает ионную проводимость растворов электролитов. * * * ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ, полный… … Энциклопедический словарь

электролитическая диссоциация - elektrolitinė disociacija statusas T sritis chemija apibrėžtis Ištirpintos medžiagos virtimas jonais jai sąveikaujant su tirpiklio molekulėmis. atitikmenys: angl. electrolytic dissociation rus. электролитическая диссоциация … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

электролитическая диссоциация - elektrolitinė disociacija statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. electrolytic dissociation vok. elektrolytische Dissoziation, f rus. электролитическая диссоциация, f pranc. dissociation électrolytique, f … Fizikos terminų žodynas

Книги

• Комплект таблиц. Химия. 8-9 класс (20 таблиц) , . Учебный альбом из 20 листов. Валентность. Строение атома, Изотопы. Электронные конфигурации атомов. Образование ковалентной и ионной химических связей. Типы кристаллических решеток.…

Электролиты и неэлектролиты

Из уроков физики известно, что растворы од­них веществ способны проводить электрический ток, а других - нет.

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами .

Вещества, растворы кото­рых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами . Например растворы сахара, спирта, глюкозы и некоторых других веществ не проводят элек­трический ток.

Электролитические диссоциация и ассоциация

Почему же растворы элек­тролитов проводят электри­ческий ток?

Шведский ученый С. Ар­рениус, изучая электропро­водность различных веществ, пришел в 1877 г. к выводу, что причиной электропровод­ности является наличие в растворе ионов , которые образуются при растворении электролита в воде.

Процесс распада электролита на ионы называ­ется электролитической диссоциацией .

С. Аррениус, который придерживался физиче­ской теории растворов, не учитывал взаимодей­ствия электролита с водой и считал, что в раство­рах находятся свободные ионы. В отличие от него русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяков- ский применили к объяснению электролитической диссоциации химическую теорию Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита про­исходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы . Они считали, что в растворах находятся не свободные, не «голые» ионы, а гидратированные, т. е. «одетые в шубку» из молекул воды.

Молекулы воды представляют собой диполи (два полюса), так как атомы водорода расположены под углом 104,5°, благодаря чему молекула имеет угло­вую форму. Молекула воды схематически представ­лена ниже.

Как правило, легче всего диссоциируют веще­ства с ионной связью и, соответственно, с ионной кристаллической решеткой, так как они уже состо­ят из готовых ионов. При их растворении диполи во­ды ориентируются противоположно заряженными концами вокруг положительных и отрицательных ионов электролита.

Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения . В ре­зультате связь между ионами ослабевает, и про­исходит переход ионов из кристалла в раствор. Очевидно, что последовательность про­цессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей и щелочей), будет такой:

1) ориентация молекул (диполей) воды около ио­нов кристалла;

2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла;

3) диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно происходящие процессы можно от­разить с помощью следующего уравнения:

Аналогично диссоциируют и электролиты, в мо­лекулах которых ковалентная связь (например, мо­лекулы хлороводорода HCl, смотри ниже); только в этом случае под влиянием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ион­ную; последовательность процессов, происходящих при этом, будет такой:

1) ориентация молекул воды вокруг полюсов моле­кул электролита;

2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с молекулами электролита;

3) ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную);

4) диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно процесс диссоциации соляной кис­лоты можно отразить с помощью следующего урав­нения:

Следует учитывать, что в растворах электро­литов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. Ассоциация в растворах происходит параллельно с диссоциацией, поэтому в уравнени­ях реакций ставят знак обратимости.

Свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных. Например, негидрати­рованный ион меди Cu 2+ - белый в безводных кри­сталлах сульфата меди (II) и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т. е. связан с молекулами во­ды Cu 2+ nH 2 O. Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды.

Степень электролитической диссоциации

В растворах электролитов наряду с ионами при­сутствуют и молекулы. Поэтому растворы электро­литов характеризуются степенью диссоциации , ко­торая обозначается греческой буквой а («альфа»).

Это отношение числа частиц, распавшихся на ионы (N g), к общему числу растворенных частиц (N p).

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях или про­центах. Если а = 0, то диссоциация отсутствует, а если а = 1, или 100 %, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты име­ют различную степень диссоциации, т. е. степень диссоциации зависит от природы электролита. Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается.

По степени электролитической диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные электролиты - это электролиты, кото­рые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов зна­чение степени диссоциации стремится к единице.

К сильным электролитам относятся:

1) все растворимые соли;

2) сильные кислоты, например: H 2 SO 4 , HCl, HNO 3 ;

3) все щелочи, например: NaOH, KOH.

Слабые электролиты - это такие электроли­ты, которые при растворении в воде почти не дис­социируют на ионы. У таких электролитов значе­ние степени диссоциации стремится к нулю.

К слабым электролитам относятся:

1) слабые кислоты - H 2 S, H 2 CO 3 , HNO 2 ;

2) водный раствор аммиака NH 3 H 2 O;

4) некоторые соли.

Константа диссоциации

В растворах слабых электролитов вследствие их неполной диссоциации устанавливается динамичес­кое равновесие между недиссоциированными моле­кулами и ионами . Например, для уксусной кислоты:

Можно применить к этому равновесию закон действующих масс и записать выражение констан­ты равновесия:

Константу равновесия, характеризующую про­цесс диссоциации слабого электролита, называют константой диссоциации .

Константа диссоциации характеризует способ­ность электролита (кислоты, основания, воды) диссо­циировать на ионы . Чем больше константа, тем лег­че электролит распадается на ионы, следовательно, тем он сильнее. Значения констант диссоциации для слабых электролитов приводятся в справочниках.

Основные положения теории электролитической диссоциации

1. При растворении в воде электролиты диссо­циируют (распадаются) на положительные и отри­цательные ионы.

Ионы - это одна из форм существования хими­ческого элемента. Например, атомы металла натрия Na 0 энергично взаимодейству­ют с водой, образуя при этом щелочь (NaOH) и водород Н 2 , в то время как ионы натрия Na + таких продуктов не обра­зуют. Хлор Cl 2 имеет желто­зеленый цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора Cl — бесцветны, не ядовиты, лишены запаха.

Ионы - это положительно или отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов одного или нескольких химических элементов в результате отдачи или присоединения электронов.

В растворах ионы беспорядочно передвигаются в различных направлениях.

По составу ионы делятся на простые - Cl — , Na + и сложные - NH 4 + , SO 2 — .

2. Причиной диссоциации электролита в вод­ных растворах является его гидратация, т. е. взаи­модействие электролита с молекулами воды и раз­рыв химической связи в нем.

В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами во­ды, ионы. Следовательно, по наличию водной обо­лочки ионы делятся на гидратированные (в раствоpax и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях).

3. Под действием электрического тока положитель­но заряженные ионы движутся к отрицательному по­люсу источника тока - катоду и поэтому называют­ся катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу ис­точника тока - аноду и по­этому называются анионами.

Следовательно, существу­ет еще одна классификация ионов - по знаку их заряда .

Сумма зарядов катионов (Н + , Na + , NH 4 + , Cu 2+) равна сумме зарядов анионов (Cl — , OH — , SO 4 2-), вследствие че­го растворы электролитов (HCl, (NH 4) 2 SO 4 , NaOH, CuSO 4) остаются электронейтральными.

4. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый для слабых электролитов.

Наряду с процессом диссоциации (распад элек­тролита на ионы) протекает и обратный процесс - ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравне­ниях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

5. Не все электролиты в одинаковой мере диссо­циируют на ионы.

Зависит от природы элек­тролита и его концентрации. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

Свойства растворов слабых электролитов об­условлены молекулами и ионами, образовавшими­ся в процессе диссоциации, которые находятся в динамическом равновесии друг с другом.

Запах уксусной кислоты обусловлен наличием молекул CH 3 COOH, кислый вкус и изменение окра­ски индикаторов связаны с наличием в растворе ионов H + .

Свойства растворов сильных электролитов опре­деляются свойствами ионов, которые образуются при их диссоциации.

Например, общие свойства кислот, такие как кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др., обусловлены наличи­ем в их растворах катионов водорода (точнее, ионов оксония H 3 O +). Общие свойства щелочей, такие как мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др. связаны с присутствием в их рас­творах гидроксид-ионов OH — , а свойства солей - с распадом их в растворе на катионы металла (или аммония) и анионы кислотных остатков.

Согласно теории электролитической диссоциа­ции все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами . Этим обуслов­лена высокая скорость многих химических реак­ций в растворах электролитов.

Реакции, протекающие между ионами, называ­ют ионными реакциями , а уравнения этих реак­ций - ионными уравнениями .

Реакции ионного обмена в водных растворах мо­гут протекать:

1. Необратимо , до конца.

2. Обратимо , то есть протекать одновременно в двух противоположных направлениях. Реакции обмена между сильными электролита­ми в растворах протекают до конца или практи­чески необратимы, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества:

а) нерастворимые;

б) малодиссоциирующие (слабые электролиты);

в) газообразные.

Приведем несколько примеров молекулярных и сокращенных ионных уравнений:

Реакция необратима , т. к. один из ее про­дуктов - нерастворимое вещество.

Реакция нейтрализации необратима , т. к. об­разуется малодиссоциирующее вещество - вода.

Реакция необратима , т. к. образуется газ CO 2 и малодиссоциирующее вещество - вода.

Если среди исходных веществ и среди продуктов реакции имеются слабые электролиты или мало­растворимые вещества, то такие реакции являются обратимыми, т. е. до конца не протекают.

В обратимых реакциях равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ.

Например:

Равновесие смещается в сторону образования более слабого электролита - H 2 O. Однако до конца такая реакция протекать не будет: в растворе оста­ются недиссоциированные молекулы уксусной кис­лоты и гидроксид-ионы.

Если исходные вещества - сильные электро­литы, которые при взаимодействии не образуют нерастворимых или малодиссоциирующих веществ или газов, то такие реакции не протекают: при сме­шивании растворов образуется смесь ионов.

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости

Министерство образования и науки Российской Федерации

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Балаковский инженерно-технологический институт

Электролитическая диссоциация

Методические указания к выполнению лабораторной работы

по курсу «Химия» для студентов технических

специальностей и направлений,

по курсу «Общая и неорганическая химия»

для студентов направления ХМТН

всех форм обучения

Балаково 2014

Цель работы – изучение механизма диссоциации водных растворов электролитов.

ОСНОВНЫЕПОНЯТИЯ

Электролитической диссоциацией называется процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя. Электролиты – вещества, проводящие в растворе или расплаве электрический ток (к ним относятся многие кислоты, основания, соли).

Согласно теории электролитической теории С. Аррениуса (1887 г), при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами, к ним относятся ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами, к ним относятся ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы. Суммарный заряд всех ионов равен нулю, поэтому раствор в целом нейтрален. Свойства ионов отличаются от свойств атомов, из которых они образованы. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется ассоциацией). Эту теорию позднее дополнили Д.И. Менделеев и И.А. Каблуков.

Механизм электролитической диссоциации

Электролитами являются вещества, в молекулах которых атомы связаны ионной или полярной связью. По современным представлениям электролитическая диссоциация происходит в результате взаимодействия молекул электролита с полярными молекулами растворителя. Сольватация - взаимодействие ионов с молекулами растворителя. Гидратация –процесс взаимодействия ионов с молекулами воды.

В зависимости от структуры растворяющегося вещества в безводном состоянии его диссоциация протекает по–разному.

Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью, которые состоят из ионов. При растворении таких соединений (например, NaCl) диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов кристаллической решетки. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. При этом образуются гидратированные ионы, т.е. ионы, химически связанные с молекулами воды

Рис.1. Схема диссоциации молекулы вещества с ионной связью

Процесс электролитической диссоциации можно выразить уравнением

NaCl + (m+n)H 2 O
Na + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n

Обычно, процесс диссоциации записывают в виде уравнения, опуская растворитель (H 2 O)

NaCl
Na + + Cl -

Аналогично диссоциируют и молекулы с ковалентной полярной связью (например, HCl). Вокруг каждой полярной молекулы вещества также ориентируются диполи воды, которые своими отрицательными полюсами притягиваются к положительному полюсу молекулы, а положительными полюсами - к отрицательному полюсу. В результате этого взаимодействия связующее электронное облако (электронная пара) полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула превращается в ионную и затем легко образуются гидратированные ионы. Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной.

Рис.2. Схема диссоциации молекулы вещества с ковалентной

полярной связью

Электролитическая диссоциация HCl выражается уравнением

HCl + (m+n)H 2 O
H + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n

или, опуская растворитель (H 2 O),

КАn
K + + A -

Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степени диссоциации (α). Степень диссоциации электролита показывает, какая часть растворенных молекул вещества распалась на ионы. Степенью диссоциации электролита называется отношение числа продиссоциировавших молекул (N дисс ) к общему числу растворенных молекул (N)

(1)

Степень диссоциации принято выражать или в долях единицы, или в процентах, например, для 0,1н раствора уксусной кислоты СН 3 СООН

α= 0,013 (или 1,3). Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации.

По степени диссоциации (α) все электролиты делят на три группы. Электролиты со степенью диссоциации больше 0,3 (30%) обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 0,02 (2%) до 0,3 (30%)-средними, менее 0,02 (2%)-слабыми электролитами.

Сильные электролиты - химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют. Степень диссоциации таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся:

1) кислоты (H 2 SO 4 , HCl, HNO 3 , HBr, HI, HClO 4 , HМnO 4);

2) основания – гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы (щелочи) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, а также гидроксиды щелочноземельных металлов – Ba(OH) 2 , Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 ;.

3) соли, растворимые в воде (см. таблицу растворимости).

К электролитам средней силы относятся H 3 PO 4 , HF и др.

Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном, в недиссоциированном состоянии (в молекулярной форме). К слабым электролитам относятся:

1) неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S, HNO 2 , H 2 SO 3 , HCN, H 2 SiO 3 , HCNS, HСlO, HClO 2 , HBrO, Н 3 ВО 3 и др.);

2) гидроксид аммония (NH 4 OH);

3) вода Н 2 О;

4) нерастворимые и малорастворимые соли и гидроксиды некоторых металлов (см. таблицу растворимости);

5) большинство органических кислот (например, уксусная CH 3 COOH, муравьиная HCOOH).

Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

CH 3 COOH
Н + + CH 3 COO -

При установившемся равновесии на основании закона действующих масс

Константа диссоциации K указывает на прочность молекул в данном растворе: чем меньше K, тем слабее диссоциирует электролит и тем устойчивее его молекулы.

Константа диссоциации связана со степенью диссоциации зависимостью

, (2)

где – α –степень диссоциации;

c –молярная концентрация электролита в растворе, моль/л.

Если степень диссоциации α очень мала, то ею можно пренебречь, тогда

К=
или α= (4)

Зависимость (4) является математическим выражением закона разбавления В. Оствальда.

Поведение растворов слабых электролитов описывается законом Оствальда, а разбавленных растворов сильных электролитов – Дебая-Хюккеля (5):

К=
, (5)

где концентрация (с) заменена на активность (а) наиболее точно характеризующую поведение сильных электролитов. Коэффициенты активности зависят от природы растворителя и растворенного вещества, от концентрации раствора, а также от температуры.

Активность связана с концентрацией следующим соотношением:

(6)

где γ – коэффициент активности, который формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе, приводящие к отклонению от свойств идеальных растворов.

Диссоциация различных электролитов

Согласно теории электролитической диссоциации, кислотой является электролит, диссоциирующий с образованием ионов Н + и кислотного остатка

HNO 3
H + + NO 3 -

H 2 SO 4
2H + + SO 4 2-

Электролит, диссоциирующий с образованием гидроксид-ионов ОН - , называется основанием. Например, гидроксид натрия диссоциирует по схеме:

NaOH
Na + + OH -

Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато, например,

1 ступень H 2 CO 3
H + + HCO 3 –

2 ступень HCO 3 –
H + + CO 3 2–

Диссоциация по первой ступени характеризуется константой диссоциации K 1 = 4,3·10 –7

Диссоциация по второй ступени характеризуется константой диссоциации K 2 = 5,6·10 –11

Суммарное равновесие

H 2 CO 3
2H + + CO 3 2-

Суммарная константа равновесия

Ступенчатая диссоциация многовалентных оснований

1 ступень Cu(OH) 2
+ + OH -

2 ступень +
Cu 2+ + OH -

Для ступенчатой диссоциации всегда K 1 >K 2 >K 3 >..., т.к. энергия, которую необходимо затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы.

Электролиты называют амфотерными, если они диссоциируют как кислота и как основание, например, гидроксид цинка:

2H + + 2-
Zn(OH) 2 + 2H 2 O
+ 2OH -

К амфотерным электролитам относится гидроксид алюминия Al(OH) 3 , свинца Pb(OH) 2 , олова Sn(OH) 2 и другие.

Средние (нормальные) соли, растворимые в воде, диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка

Ca(NO 3) 2
Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–

Кислые соли (гидросоли) – электролиты, содержащие в анионе водород, способный отщепляться в виде иона водорода Н + . Диссоциация кислых солей происходит по ступеням, например:

1 ступень KHCO 3
K + + HCO 3 –

2 ступень HCO 3 –
H + + CO 3 2–

Степень электролитической диссоциации по второй ступени очень мала, поэтому раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.

Основные соли (гидроксосоли) – электролиты, содержащие в катионе одну или несколько гидроксо-групп OH – .Основные соли диссоциируют с образованием основных и кислотных остатков. Например:

1 ступень FeOHCl 2
2+ + 2Cl –

2 ступень 2+
Fe 3+ + OH –

Двойные соли диссоциируют на катионы металлов и анионы

KAl(SO 4) 2
K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

Комплексные соли диссоциируют с образованием комплексного иона

К 3
3K + + 3-

Реакции обмена в растворах электролитов

Обменные реакции между электролитами в растворе идут в направлении связывания ионов и образования малорастворимых, газообразных веществ или слабых электролитов. Ионно-молекулярные или просто ионные уравнения реакций обмена отражают состояние электролита в растворе. В этих уравнениях сильные растворимые электро­литы записывают в виде составляющих их ионов, а слабые электролиты, малорастворимые и газообразные вещества условно записывают в молекуляр­ной форме, независимо от того, являются они исходными реагентами или продуктами реакции. В ионно-молекулярном уравнении одинаковые ионы из обеих его частей исклю­чаются. При составлении ионно-молекулярных уравнений следует помнить, что сумма зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме зарядов в правой части уравнения. При составлении уравнений см. табл. 1,2 приложения.

Например, написать ионно-молекулярные уравнения реакции между веществма Сu(NO 3) 2 и Na 2 S.

Уравнение реакции в молекуляр­ном виде:

Сu(NO 3) 2 + Na 2 S = СuS+2NaNO 3

В результате взаимодействия электролитов образуется осадок СuS.

Ионно-молекулярное уравнение

Сu 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + S 2- = СuS+2Na + + 2NO 3 -

Исключив одинаковые ионы из обеих частей равенства Na + и NO 3 - получим сокращенное ионно-молекулярное уравнение реакции:

Сu 2+ + S 2- = СuS

Диссоциация воды

Вода является слабым электролитом и в малой степени диссоциирует на ионы

Н 2 О
Н + + ОН -

К=

или = K · = K в

K в = 10 -14 называется ионным произведением воды и является постоянной величиной. Для чистой воды при 25 0 С концентрации ионов H + и OH - равны между собой и равны 10 -7 моль/л, поэтому · = 10 -14 .

Для нейтральных растворов =10 -7 , для кислых растворов >10 -7 , а для щелочных <10 -7 . Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов остается постоянным. Если концентрация ионов водорода равна 10 -4 , то концентриция гидроксид-ионов равна:

= /10 -4 = 10 -10 моль/л.

На практике кислотность или щелочность раствора выражают более удобным способом, используя водородный показатель рН или рОН.

рН =– lg ;

рОН =– lg[ОH - ]

Например, если = 10 -3 моль/л, то рН =– lg = 3; если = 10 -8 моль/л, то рН =– lg = 8. В нейтральной среде рН = 7, в кислой среде рН< 7, в щелочной среде рН >7.

Приближено реакцию раствора можно определить с помощью специальных веществ, называемых индикаторами, окраска которых изменятся в зависимости от концентрации ионов водорода.

ТРЕБОВАНИЯ БЕЗОПАСНОСТИ ТРУДА

1. Опыты с неприятнопахнущими и ядовитыми веществами прово­дить обязательно в вытяжном шкафу.

2. При распознавании выделяющегося газа по запаху следует направ­лять струю движениями руки от сосуда к себе.

3. Выполняя опыт, необходимо следить за тем, чтобы реактивы не попали на лицо, одежду и рядом стоящего товарища.

При нагревании жидкостей, особенно кислот и щелочей, держать пробирку отверстием в сторону от себя.

При разбавлении серной кислоты нельзя приливать воду к кислоте, необходимо вливать кислоту осторожно, небольшими порциями в холод­ную воду, перемешивая раствор.

Все склянки с реактивами необходимо закрывать соответствующими пробками.

Оставшиеся после работы реактивы нельзя выливать или высыпать в реактивные склянки (во избежания загрязнения).

ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ РАБОТЫ

Задание 1. Изменение окраски индикаторов в нейтральной, кислой и щелочной среде.

Реактивы и оборудование: лакмус; метилоранж; фенолфталеин; раствор соляной кислоты HCl, 0,1н; раствор гидроксида NaOH, 0,1н; пробирки.

1. Налейте в три пробирки по 1-2 мл дистиллированной воды и прибавьте индикаторы: лакмус, метилоранж, фенолфталеин. Отметьте их цвет.

2. Налейте в три пробирки по 1-2 мл 0,1 раствора соляной кислоты и прибавьте тех же индикаторов. Наблюдайте изменение окраски индикаторов по сравнению с их цветом в воде.

3. Налейте в три пробирки по 1-2 мл 0,1н раствор гидроксида натрия и прибавьте тех же индикаторов. Наблюдайте изменение окраски индикаторов по сравнению с их цветом в воде.

Результаты наблюдения оформите в виде таблицы:

Задание 2. Относительная сила оснований

Реактивы и оборудование: раствор хлорида кальция СаCl 2 , 2н; раствор гидроксида NaOH, 2н; раствор гидроксида аммония NН 4 ОН, 2н; пробирки.

Налейте в две пробирки по 1-2 мл хлорида кальция, в первую пробирку прибавьте раствор гидроксида аммония, во вторую – столько же раствора гидроксида натрия.

Запишите наблюдения. Сделайте вывод о степени диссоциации указанных оснований.

Задание 3. Обменные реакции между растворами электролитов

Реактивы и оборудование: раствор хлорида железа FeCl 3 , 0,1н; раствор сернокислой меди CuSO 4 , 0,1н; раствор карбоната натрия Na 2 CO 3 , 0,1н; раствор гидроксида NaOH, 0,1н; раствор соляной кислоты HCl, 0,1н; раствор хлорида бария BaCl 2 , 0,1н; раствор сернокислого натрия Na 2 SO 4 , 0,1н; раствор гексацианоферрата(II) калия K 4 , 0,1н; пробирки.

а) Реакции с образование нерастворимых веществ (осадка).

Налейте в первую пробирку 1-2 мл хлорида железа FeCl 3 и прибавьте такой же объем гидроксида натрия NaOH , во вторую пробирку – 1-2 мл BaCl 2 и такой же объем сернокислого натрия Na 2 SO 4 .

Составьте уравнения происходящих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде.

б) Реакции с образованием газов.

Налейте в пробирку 1-2 мл раствора карбоната натрия Na 2 CO 3 и добавьте такой же объем раствор соляной кислоты HCl.

Запишите наблюдения (укажите цвет и запах газа). Назовите полученнoе газообразнoе веществo.

Составьте уравнения происходящих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде.

в) Реакции, идущие с образованием малодиссоциирующих веществ.

Налейте в первую пробирку– 1-2 мл раствора гидроксида NaOH и добавьте такой же объем раствора соляной кислоты HCl, во вторую пробирку - 1-2 мл раствора сульфата меди CuSO 4 добавить такой же объем раствора гексацианоферрата(II) калия K 4 .

Запишите наблюдения (укажите цвет образовавшегося осадка комплексной соли гексацианоферрата меди).

Составьте уравнения происходящих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде.

Задание 4. Различие между двойной и комплексной солью

Реактивы и оборудование: раствор хлорида железа FeCl 3 , 0,1н; раствор роданида калия KSCN, 0,1н; раствор железо-аммиачных квасцов NH 4 Fe(SO 4) 2 , 0,1н; раствор железо-синеродистого калия K 3 ; 0,1н; пробирки.

1. В пробирку налейте раствор хлорного железа FeCl 3 , затем добавьте немного роданида калия KSCN. Запишите наблюдения.

Составьте уравнения происходящих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. Ион SCN ­– является характерным реактивом на ион Fe 3+ , при их взаимодействии получается родановое железо Fe(SСN) 3 – слабодиссоциирующая соль кроваво-красного цвета.

2. В одну пробирку налейте раствор железоаммиачных квасцов NH 4 Fe(SO 4) 2 , в другую – раствор железо-синеродистого калия K 3 и в каждую из них прилейте понемногу раствор роданида калия KSCN.

Составьте уравнения происходящих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде.

Запишите наблюдения. В каком соединении обнаруживается ион трехвалентного железа? В каком соединении этот ион связан в виде комплексного иона?

Задание 5 . Смещение ионного равновесия при введении в раствор одноименного иона

NH 4 ОН – слабое основание, диссоциирующее по уравнению:

NH 4 ОН
NH 4 + +ОН –

NH 4 Cl – в растворе диссоциирует по уравнению

NH 4 Cl
NH 4 + + Cl

Реактивы и оборудование: 0,1м раствор гидроксида аммония NH 4 OH, 0,1н; фенолфталеин, кристаллический хлорид аммония NH 4 Сl; пробирки.

В пробирку с раствором NH 4 ОН прибавьте 2-3 капли фенолфталеина, который является индикатором на группу ОН - , перемешайте и разлейте раствор в две пробирки: одну пробирку оставьте для сравнения, во вторую прибавьте щепотку кристаллического NH 4 Сl – наблюдается ослабление цвета раствора.

Ослабление малиновой окраски раствора объясняется тем, что при введении в раствор хлористого аммония увеличивается концентрация иона NH 4 + , что смещает равновесие в левую сторону, а это приводит к уменьшению концентрации ионов ОН – в растворе.

Электролитическая диссоциация кислот

При растворении в воде кислоты, соли и основания диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы). Определим характерные общие признаки диссоциации электролитов каждого класса соединений.

Кислоты, как вы помните, состоят из Гидрогена и кислотного остатка, соединенных ковалентной полярной связью. В предыдущем параграфе на примере растворения гидроген хлорида мы рассмотрели, как под действием молекул воды полярная связь превращается в ионную, и кислота распадается на катионы Гидрогена и хлорид-ионы.

Таким образом, с точки зрения теории электролитической диссоциации Аррениуса,

Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы Гидрогена и анионы кислотного остатка.

Подобно хлоридной кислоте протекает диссоциация и других кислот, например нитратной:

При диссоциации молекулы сульфатной кислоты число катионов Гидрогена вдвое превышает число анионов кислотного остатка — сульфат-ионов. Заряд аниона равен -2 (в формулах ионов записывают «2-»):

Названия анионов, образующихся при диссоциации кислот, совпадают с названиями кислотных остатков. Они приведены в таблице растворимости на форзаце.

Легко заметить, что при диссоциации различных кислот образуются различные анионы, но катионы только одного типа — катионы Гидрогена H+. Значит, именно катионы Гидрогена определяют характерные свойства кислот — кислый вкус, изменение окраски индикаторов, реакции с активными металлами, основными оксидами, основаниями и солями.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, отщепляя ионы Гидрогена последовательно, друг за другом. Например, в растворе сульфатной кислоты протекают следующие процессы:

Как видно из приведенных уравнений диссоциации многоосновной кислоты, анионы, образующиеся при ступенчатой диссоциации на первой стадии, содержат ионы Гидрогена. Это отражено в названии анионов: HSO - — гидрогенсульфат-ион.

Электролитическая диссоциация ортофосфатной кислоты проходит в три стадии:

Суммарное уравнение диссоциации ортофосфатной кислоты имеет вид:

Таким образом, каждой многоосновной кислоте соответствует несколько анионов, и все они одновременно присутствуют в растворе.

Обратите внимание, что в некоторых уравнениях диссоциации стоят двунаправленные стрелки. Что они означают, вы узнаете в следующем параграфе.

Электролитическая диссоциация оснований

Основания состоят из катионов металлического элемента и гидроксид-анионов. При диссоциации оснований эти ионы переходят в раствор. Число гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации, равно заряду иона металлического элемента. Таким образом, с точки зрения теории электролитической диссоциации

Основания — это электролиты, которые диссоциируют на катионы металлического элемента и гидроксид-анионы.

Рассмотрим уравнения диссоциации оснований на примере диссоциации натрий и барий гидроксидов:

При диссоциации оснований образуются анионы одного типа — гидроксид-ионы, определяющие все характерные свойства растворов щелочей: способность менять окраску индикаторов, реагировать с кислотами, кислотными оксидами и солями.

Электролитическая диссоциация солей

Соли образованы катионами металлического элемента и анионами кислотного остатка. При растворении солей в воде эти ионы переходят в раствор.

Соли — это электролиты, которые диссоциируют на катионы металлического элемента и анионы кислотного остатка.

Рассмотрим диссоциацию солей на примере диссоциации калий нитрата:

Аналогично диссоциируют и другие соли, например нитрат кальция и калий ортофосфат:

В уравнениях диссоциации солей заряд катиона по абсолютной величине равен степени окисления металлического элемента, а заряд аниона — сумме степеней окисления элементов в кислотном остатке. Например, купрум(П) сульфат распадается на ионы

а феррум(Ш) нитрат — на ионы

Заряд катионов металлических элементов в большинстве случаев можно определить по Периодической системе. Заряды катионов металлических элементов главных подгрупп обычно равны номеру группы, в которой расположен элемент:

Металлические элементы побочных подгрупп обычно образуют несколько ионов, например Fe 2 +, Fe 3 +.

Заряды кислотных остатков проще определять по числу ионов Гидрогена в составе молекулы кислоты, как вы это делали в 8 классе. Заряды некоторых кислотных остатков приведены в таблице растворимости на форзаце.

Обратите внимание, что в уравнениях диссоциации кислот, оснований и солей суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю, поскольку любое вещество является электронейтральным.

Ступенчатая диссоциация обусловливает возможность существования кислых и основных солей. Кислые соли содержат ионы Гидрогена, как кислоты. Именно поэтому такие соли называют кислыми. А в основных солях содержатся гидроксид-ионы, как в основаниях.

На первой стадии диссоциации сульфатной кислоты образуется гидрогенсульфат-ион HSO-, благодаря чему существуют кислые соли: NaHSO 4 (натрий гидрогенсульфат), Al(HSO 4) 3 (алюминий гидрогенсульфат) и др. Для ортофосфатной кислоты также характерны кислые соли K 2 HPO 4 (калий гидрогенортофосфат) или KH 2 PO 4 (калий дигидрогенортофосфат).

В растворах кислые соли диссоциируют в две стадии:

Кислые соли характерны только для многоосновных кислот, поскольку они диссоциируют ступенчато. Единственным исключением является одноосновная кислота — флуоридная. Благодаря водородным связям в растворе этой кислоты присутствуют частицы H 2 F 2 , и флуоридная кислота может образовывать кислую соль состава KHF 2 .

Некоторые нерастворимые гидроксиды образуют катионы, в которых имеется гидроксид-ион. Например, алюминий содержится в составе катиона AlOH 2+ , благодаря чему существует соль состава AlOHCl 2 (алюминий гидроксохлорид). Такую соль называют основной.

Ключевая идея

Контрольные вопросы

100. Дайте определение кислотам, основаниям и солям с точки зрения теории электролитической диссоциации.

101. В чем особенность диссоциации многоосновных кислот по сравнению с одноосновными? Объясните на примере сульфатной кислоты.

Задания для усвоения материала

102. В результате диссоциации молекулы кислоты образовался ион с зарядом 3—. Сколько ионов Гидрогена при этом образовалось?

103. Составьте уравнения электролитической диссоциации кислот: карбонатной, бромидной, нитритной. Назовите образующиеся анионы.

104. Какие из приведенных кислот будут диссоциировать ступенчато: HCl, H 2 CO 3 , HNO 3 , H 2 S, H 2 SO 3 ? Ответ подтвердите уравнениями реакций.

105. Составьте уравнения диссоциации солей: магний нитрата, алюминий хлорида, барий бромида, натрий карбоната, натрий ортофосфата.

106. Приведите по одному примеру солей, при диссоциации которых количеством вещества 1 моль образуется: а) 2 моль ионов; б) 3 моль ионов; в) 4 моль ионов; г) 5 моль ионов. Запишите уравнения диссоциации.

107. Запишите заряды ионов в веществах: a) Na 2 S, Na 2 SO 4 , Na 3 PO 4 , AlPO 4 ;

б) NaHSO 4 , Mg(HSO 4) 2 , CaHPO 4 , Ba(OH) 2 . Назовите эти вещества.

108. Составьте уравнения электролитической диссоциации веществ: калий гидроксида, барий сульфида, феррум(Ш) нитрата, магний хлорида, алюминий сульфата.

109. Составьте формулу вещества, при диссоциации которого образуются ионы Кальция и гидроксид-ионы.

110. Из перечня веществ выпишите отдельно электролиты и неэлектролиты: HCl, Ca, Cr 2 (SO 4) 3 , Fe 2 O 3 , Mg(OH) 2 , CO 2 , Sr(OH) 2 , Sr(NO 3) 2 , P 2 O 5 , H 2 O. Составьте уравнения диссоциации электролитов.

111. При диссоциации некоего нитрата образовался 1 моль катионов с зарядом 2+. Какое количество вещества нитрат-ионов при этом образовалось?

112. Составьте формулы и запишите уравнения диссоциации феррум(П) сульфата и феррум(Ш) сульфата. Чем отличаются эти соли?

113. Приведите по одному примеру уравнений диссоциации солей в соответствии со схемами (буквой М обозначен металлический элемент, а Х — кислотный остаток): а) МХ ^ М 2+ + Х 2- ; б) МХ 3 ^ М 3+ + 3Х - ;

в) М 3 Х ^ 3М+ + Х 3- ; г) М 2 Х 3 ^ 2М 3 + + 3Х 2- .

114. В растворе присутствуют ионы K+, Mg 2 +, NO-, SO4 - . Какие вещества растворили? Приведите два варианта ответа.

115*. Составьте уравнения диссоциации тех электролитов, которые образуют хлорид-ионы: CrCl 3 , KClO 3 , BaCl 2 , Ca(ClO) 2 , HClO 4 , MgOHCl.

Это материал учебника