Лекція: Електролітична дисоціація електролітів у водних розчинах. Сильні та слабкі електроліти

Електролітична дисоціація

Вам вже відомо, що хімічні зв'язки між атомами можуть бути іонними, ковалентними, металевими та водневими. Більшість хімічних реакцій протікає у розчинах. І як поведеться речовина у цих розчинах залежить від характеру названих зв'язків.

На уроках фізики ви дізналися, деякі речовини здатні проводити електричний струм. Ця здатність визначається наявністю в їх молекулах заряджених іонів. До таких речовин відносяться розчини кислот, солей, основ і називаються електролітами. Ці речовини утворюють іонний і сильно полярний ковалентний зв'язок. Речовини, які не належать до жодної з перерахованих груп, є неелетролітами. До них можна віднести: найпростіші речовини, оксиди, органічні речовини (наприклад, спирти, вуглеводні, вуглеводи, хлорпохідні вуглеводнів). Ці речовини утворюють неполярні або малополярні ковалентні зв'язки.

Під електролітичною дисоціацієюслід розуміти розпад речовини на вільні іони при її розчиненні у воді.

Автором теорії електролітичної дисоціації є шведський фізик та хімік Сванте Арреніус. Його основна ідея полягає в тому, що під дією води як розчинника електроліти розпадаються на вільні іони, що переносять електричний заряд:

• « + » - катіон;
• « - » - аніон.

Під впливом електричного струму катіони рухаються до катода зі знаком «-», а аніони до анода зі знаком «+».

Пам'ятайте, що реакція електролітичної дисоціації відноситься до оборотних. Пряма реакція називається електролітичною дисоціацією, а зворотна – моляризацією.

Число молекул, що розпалися на іони, показує ступінь дисоціації, що позначається буквою альфа - α. Залежить вона від природи реагентів, їх концентрації та t.

Ступінь дисоціації обчислюється за формулою a = n/N, де n - це число іонів, що розпалися, N - число молекул.

Сильні та слабкі електроліти

Якщо перед нами речовини, чиї молекули відмінно розпадаються на іони, то ми маємо справу з сильними електролітами. А ті, чиї молекули мало розпадаються на іони слабкими.

До сильних відносяться:

• HCl, HBr, HClO 4 , H 2 SO 4 та інші сильні кислоти;
• LiOH, NaOH, RbOH та інші луги;
• Ba(OH) 2 ,Ca(OH) 2 та інші гідроксиди лужноземельних металів;
• Усі солі, розчинні у воді

До слабких електролітів відносяться:

• Вода;
• Майже всі органічні кислоти (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH), деякі неорганічні кислоти (H 2 CO 3 , H 2 S)
• Малорозчинні у воді солі (Ca 3 (PO 4) 2)
• Малорозчинні основи та гідроксид амонію; Cu(OH) 2; Al(OH) 3 ; NH 4 OH).

Умовний ступінь дисоціації сильних електролітів: >30%; а слабких: α<1%.

Розглянемо особливості протікання електролітичної дисоціації солей, основи, кислот:

Електролітична дисоціація основ

Дисоціація лугів дає катіони металу і аніони гідроксогрупи OH.

Наприклад: Ca(OH) 2 ↔ Ca 2 + 2OH -

Слабкі багатокислотні основи дисоціюють сходами. Візьмемо за приклад оксид заліза:

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

Дисоціація амфотерних основ, що виявляють себе в реакціях, як кислоти, то як основи, може протікати двома способами. За типом дисоціації основ, або за типом дисоціації кислот.

Електролітична дисоціація кислот

При дисоціації кислот утворюються аніони кислотного залишку і завжди катіони водню (H+).

Наприклад: HCl ↔ H + + Cl -

Слабкі багатоосновні кислоти дисоціюють сходами. Розглянемо з прикладу фосфорної кислоти:

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

Електролітична дисоціація солей

Солі дисоціюють на катіон металу та аніон кислотного залишку.

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

У цій реакції утворилося 2 молі іонів Al 3+ і 3 молі SO 4 2- , отже, катіонів менше, ніж аніонів у півтора рази.

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

У цій реакції катіонів утворилося втричі більше, ніж аніонів. Як видно з рівнянь, солі розпалися на катіони металу та аніони кислотного залишку. У цих реакціях ви не бачите основного учасника будь-якої реакції електролітичної дисоціації: H 2 O. Прийнято не записувати цю речовину у схемі, але мати на увазі, що вода є.

Здібністю молекул розчинника певну роль електролітичної дисоціації грає також макроскопічне властивість розчинника - його діелектрична проникність (Схема електролітичної дисоціації).

Дисоціація під час плавлення

Під дією високих температур іони кристалічної решітки починають коливання, кінетична енергія підвищується, і настане такий момент (при температурі плавлення речовини), коли вона перевищить енергію взаємодії іонів. Результатом цього є розпад речовини на іони.

Класична теорія електролітичної дисоціації

Класична теорія електролітичної дисоціації була створена С. Арреніусом та В. Оствальдом у 1887 році. Арреніус дотримувався фізичної теорії розчинів, не враховував взаємодію електроліту з водою та вважав, що у розчинах знаходяться вільні іони. Російські хіміки І. А. Каблуков та В. А. Кістаковський застосували для пояснення електролітичної дисоціації хімічну теорію розчинів Д. І. Менделєєва і довели, що при розчиненні електроліту відбувається його хімічна взаємодія з водою, внаслідок якого електроліт дисоціює на іони.

Класична теорія електролітичної дисоціації заснована на припущенні про неповну дисоціацію розчиненої речовини, що характеризується ступенем дисоціації α, тобто часткою молекул електроліту, що розпалися. Динамічна рівновага між недисоційованими молекулами та іонами описується законом діючих мас. Наприклад, електролітична дисоціація бінарного електроліту KA виражається рівнянням типу:

Константа дисоціації визначається активностями катіонів, аніонів та недисоційованих молекул наступним чином:

Значення залежить від природи розчиненої речовини та розчинника, а також від температури та може бути визначено кількома експериментальними методами. Ступінь дисоціації ( α ) може бути розрахована за будь-якої концентрації електроліту за допомогою співвідношення:

,

де – середній коефіцієнт активності електроліту.

Слабкі електроліти

Слабкі електроліти- хімічні сполуки, молекули яких навіть у сильно розведених розчинах незначно дисоційовані на іони, що знаходяться в динамічній рівновазі з недисоційованими молекулами. До слабких електролітів відноситься більшість органічних кислот і багато органічних основ у водних і неводних розчинах.

Слабкими електролітами є:

• майже всі органічні кислоти та вода;
• деякі неорганічні кислоти: 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 та ін;
• деякі малорозчинні гідроксиди металів: Fe(OH) 3 Zn(OH) 2 та ін.

Сильні електроліти

Сильні електроліти- хімічні сполуки, молекули яких у розведених розчинах практично повністю дисоційовані на іони. Ступінь дисоціації таких електролітів близька до 1. До сильних електролітів відносяться багато неорганічних солей, деякі неорганічні кислоти і основи у водних розчинах, а також у розчинниках, що мають високу дисоціуючу здатність (спирти, аміди та ін).

Класична теорія електролітичної дисоціації застосовна лише до розбавленим розчинам слабких електролітів. Сильні електроліти в розведених розчинах дисоційовані практично повністю, тому уявлення про рівновагу між іонами та недисоційованими молекулами не має сенсу. Згідно з уявленнями, висунутими в 20-30-х роках. 20 ст. В. К. Семенченко (СРСР), Н. Б'єррумом (Данія), Р. М. Фуоссом (США) та ін., у розчинах сильних електролітів при середніх та високих концентраціях утворюються іонні пари та більш складні агрегати. Сучасні спектроскопічні дані показують, що іонна пара складається з двох іонів протилежного знака, що знаходяться в контакті (контактна іонна пара) або розділених однією або декількома молекулами розчинника (розділена іонна пара). Іонні пари електрично нейтральні і не беруть участі у перенесенні електрики. У порівняно розведених розчинах сильних електролітів рівновагу між окремими сольватованими іонами та іонними парами може бути приблизно охарактеризовано, аналогічно класичній теорії електролітичної дисоціації, константою дисоціації (або зворотною величиною - константою асоціації). Це дозволяє використовувати наведене вище рівняння для розрахунку відповідного ступеня дисоціації, виходячи з експериментальних даних.

У найпростіших випадках (великі одноатомні однозарядні іони) наближені значення константи дисоціації в розведених розчинах сильних електролітів можна обчислити теоретично, виходячи з уявлень про суто електростатичну взаємодію між іонами в безперервному середовищі - розчиннику.

Приклади сильних електролітів: деякі кислоти (HClO 4 , HMnO 4 , H 2 SO 4 , HCl, HBr; HI), гідроксиди лужних та лужноземельних металів (NaOH, KOH, Ba(OH) 2); більшість солей.

Див. також

Посилання

Wikimedia Foundation. 2010 .

Дивитись що таке "Електролітична дисоціація" в інших словниках:

електролітична дисоціація- дисоціація р нар. речовин у розчині чи розплаві електролітів. Тематики металургія загалом EN electrolytic dissociation … Довідник технічного перекладача

ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ- див … Велика політехнічна енциклопедія

Повний або частковий розпад молекул розчиненої речовини на іони внаслідок взаємодії з розчинником. Обумовлює іонну провідність розчинів електролітів. Великий Енциклопедичний словник

електролітична дисоціація- - Повний або частковий розпад розчиненої речовини на іони. Загальна хімія: підручник / А. В. Жолнін … Хімічні терміни

Електролітична дисоціація- повний або частковий розпад молекул розчиненої речовини в результаті взаємодії з розчинником; обумовлює іонну провідність розчинів електролітів. [Термінологічний словник з бетону та залізобетону. ФГУП «НІЦ… Енциклопедія термінів, визначень та пояснень будівельних матеріалів

Електролітична дисоціація- ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИССОЦІАЦІЯ, повний або частковий розпад розчиненої речовини на іони внаслідок взаємодії з розчинником. Зумовлює електропровідність електролітів. … Ілюстрований енциклопедичний словник

Або іонізація. Енциклопедичний словник Ф.А. Брокгауза та І.А. Єфрона

Повний або частковий розпад молекул розчиненої речовини на іони внаслідок взаємодії з розчинником. Зумовлює іонну провідність розчинів електролітів. * * * ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИССОЦІАЦІЯ, повний… … Енциклопедичний словник

електролітична дисоціація- elektrolitinė disociacija statusas T sritis chemija apibrėžtis Ištirpintos medžagos virtimas jonais jai sąveikaujant su tirpiklio molekulėmis. atitikmenys: англ. electrolytic dissociation rus. електролітична дисоціація … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

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

Книги

• Набір таблиць. Хімія. 8-9 клас (20 таблиць), . Навчальний альбом із 20 аркушів. Валентність. Будова атома, Ізотопи. Електронні конфігурації атомів. Утворення ковалентного та іонного хімічних зв'язків. Типи кристалічних решіток.

Електроліти та неелектроліти

З уроків фізики відомо, що розчини одних речовин здатні проводити електричний струм, а інших – ні.

Речовини, розчини яких проводять електричний струм, називаються електролітами.

Речовини, розчини яких не проводять електричний струм, називаються неелектролітами. Наприклад, розчини цукру, спирту, глюкози та деяких інших речовин не проводять електричний струм.

Електролітичні дисоціація та асоціація

Чому ж розчини електролітів проводять електричний струм?

Шведський вчений З. Аррениус, вивчаючи електропровідність різних речовин, дійшов 1877 р. висновку, що причиною електропровідності є у розчині іонівякі утворюються при розчиненні електроліту у воді

Процес розпаду електроліту на іони називається електролітичною дисоціацією.

С. Арреніус, який дотримувався фізичної теорії розчинів, не враховував взаємодії електроліту з водою та вважав, що у розчинах знаходяться вільні іони. На відміну від нього російські хіміки І. А. Каблуков та В. А. Кістяковский застосували до пояснення електролітичної дисоціації хімічну теорію Д. І. Менделєєва і довели, що при розчиненні електроліту відбувається хімічна взаємодія розчиненої речовини з водою, що призводить до утворення гідратів, а потім вони дисоціюють на іони. Вони вважали, що в розчинах знаходяться не вільні, не голі іони, а гідратовані, тобто одягнені в шубку з молекул води.

Молекули води є диполі(два полюси), оскільки атоми водню розташовані під кутом 104,5°, завдяки чому молекула має кутову форму. Молекула води схематично представлена ​​нижче.

Як правило, найлегше дисоціюють речовини з іонним зв'язкомі, відповідно, з іонною кристалічною решіткою, оскільки вони складаються з готових іонів. За їх розчиненні диполі води орієнтуються протилежно зарядженими кінцями навколо позитивних і негативних іонів електроліту.

Між іонами електроліту та диполями води виникають сили взаємного тяжіння.. В результаті зв'язок між іонами слабшає і відбувається перехід іонів з кристала в розчин. Очевидно, що послідовність процесів, що відбуваються при дисоціації речовин з іонним зв'язком (солей та лугів), буде такою:

1) орієнтація молекул (диполів) води у іонів кристала;

2) гідратація (взаємодія) молекул води з іонами поверхневого шару кристала;

3) дисоціація (розпад) кристала електроліту на гідратовані іони.

Спрощені процеси можна відобразити за допомогою наступного рівняння:

Аналогічно дисоціюють і електроліти, в молекулах яких ковалентний зв'язок (наприклад, молекули хлороводню HCl, дивись нижче); тільки в цьому випадку під впливом диполів води відбувається перетворення ковалентного полярного зв'язку на іонну; послідовність процесів, що відбуваються при цьому, буде такою:

1) орієнтація молекул води навколо полюсів молекул електроліту;

2) гідратація (взаємодія) молекул води із молекулами електроліту;

3) іонізація молекул електроліту (перетворення ковалентного полярного зв'язку на іонну);

4) дисоціація (розпад) молекул електроліту на гідратовані іони.

Спрощено процес дисоціації соляної кислоти можна відобразити за допомогою наступного рівняння:

Слід враховувати, що в розчинах електролітів гідратовані іони, що хаотично рухаються, можуть зіткнутися і знову об'єднатися між собою. Цей зворотний процес називається асоціацією. Асоціація у розчинах відбувається паралельно з дисоціацією, тому у рівняннях реакцій ставлять знак оборотності.

Властивості гідратованих іонів відрізняються від негідратованих властивостей. Наприклад, негідратований іон міді Cu 2+ - білий у безводних кристалах сульфату міді (II) і має блакитний колір, коли гідратований, тобто пов'язаний з молекулами води Cu 2+ nH 2 O. Іони гідратовані мають як постійне, так і змінне кількість молекул води.

Ступінь електролітичної дисоціації

У розчинах електролітів поряд з іонами є і молекули. Тому розчини електролітів характеризуються ступенем дисоціації, що позначається грецькою літерою а («альфа»).

Це відношення числа частинок, що розпалися на іони (N g), до загального числа розчинених частинок (N p).

Ступінь дисоціації електроліту визначається дослідним шляхом і виявляється у частках чи відсотках. Якщо а = 0, то дисоціація відсутня, і якщо а = 1, чи 100 %, то електроліт повністю розпадається на іони. Різні електроліти мають різну міру дисоціації, т. е. ступінь дисоціації залежить від природи електроліту. Вона також залежить від концентрації: з розведенням розчину ступінь дисоціації збільшується.

За ступенем електролітичної дисоціації електроліти поділяються на сильні та слабкі.

Сильні електроліти– це електроліти, які при розчиненні у воді практично повністю дисоціюють на іони. У таких електролітів значення ступеня дисоціації прагне одиниці.

До сильних електролітів належать:

1) усі розчинні солі;

2) сильні кислоти, наприклад: H 2 SO 4 HCl, HNO 3 ;

3) усі луги, наприклад: NaOH, KOH.

Слабкі електроліти- це електроліти, які при розчиненні у воді майже не дисоціюють на іони. У таких електролітів значення ступеня дисоціації прагне нуля.

До слабких електролітів належать:

1) слабкі кислоти - H2S, H2CO3, HNO2;

2) водний розчин аміаку NH 3 H 2 O;

4) деякі солі.

Константа дисоціації

У розчинах слабких електролітів внаслідок їхньої неповної дисоціації встановлюється динамічна рівновага між недисоційованими молекулами та іонами. Наприклад, для оцтової кислоти:

Можна застосувати до цієї рівноваги закон діючих мас і записати вираз константи рівноваги:

Константу рівноваги, що характеризує процес дисоціації слабкого електроліту, називають константою дисоціації.

Константа дисоціації характеризує здатність електроліту (кислоти, основи, води) дисоціювати на іони. Чим більше константа, тим легше електроліт розпадається на іони, отже, тим він сильніший. Значення констант дисоціації для слабких електролітів наводяться у довідниках.

Основні положення теорії електролітичної дисоціації

1. При розчиненні у воді електроліти дисоціюють (розпадаються) на позитивні та негативні іони.

Іони- це одна із форм існування хімічного елемента. Наприклад, атоми металу натрію Na 0 енергійно взаємодіють з водою, утворюючи при цьому луг (NaOH) і водень Н 2 в той час як іони натрію Na + таких продуктів не утворюють. Хлор Cl 2 має жовто-зелений колір і різкий запах, отруйний, а іони хлору Cl - безбарвні, не отруйні, позбавлені запаху.

Іони- це позитивно або негативно заряджені частинки, на які перетворюються атоми або групи атомів одного або декількох хімічних елементів в результаті віддачі або приєднання електронів.

У розчинах іони безладно пересуваються у різних напрямках.

За складом іони поділяються на прості- Cl - , Na + і складні- NH 4 +, SO 2 -.

2. Причиною дисоціації електроліту у водних розчинах є його гідратація, тобто взаємодія електроліту з молекулами води та розрив хімічного зв'язку у ньому.

Внаслідок такої взаємодії утворюються гідратовані, тобто пов'язані з молекулами води, іони. Отже, за наявності водної оболонки іони поділяються на гідратовані(У розчинах і кристалогідратах) і негідратовані(У безводних солях).

3. Під дією електричного струму позитивно заряджені іони рухаються до негативного полюса джерела струму - катода і тому називаються катіонами, а негативно заряджені іони рухаються до позитивного полюса джерела струму - анода і тому називаються аніонами.

Отже, існує ще одна класифікація іонів. за знаком їхнього заряду.

Сума зарядів катіонів (Н + , Na + , NH 4 + , Cu 2+) дорівнює сумі зарядів аніонів (Cl - , OH - , SO 4 2-), внаслідок чого розчини електролітів (HCl, (NH 4) 2 SO 4 , NaOH, CuSO 4) залишаються електронейтральними.

4. Електролітична дисоціація – процес оборотний для слабких електролітів.

Поряд із процесом дисоціації (розпад електроліту на іони) протікає і зворотний процес - асоціація(з'єднання іонів). Тому в рівняннях електролітичної дисоціації замість знака рівності ставлять знак оборотності, наприклад:

5. Не всі електроліти однаковою мірою дисоціюють на іони.

Залежить від природи електроліту та його концентрації. Хімічні властивості розчинів електролітів визначаються властивостями іонів, які вони утворюють при дисоціації.

Властивості розчинів слабких електролітів обумовлені молекулами та іонами, що утворилися в процесі дисоціації, що знаходяться в динамічній рівновазі один з одним.

Запах оцтової кислоти обумовлений наявністю молекул CH 3 COOH, кислий смак та зміна забарвлення індикаторів пов'язані з наявністю в розчині іонів H + .

Властивості розчинів сильних електролітів визначаються властивостями іонів, які утворюються за їх дисоціації.

Наприклад, загальні властивості кислот, такі як кислий смак, зміна забарвлення індикаторів та ін, обумовлені наявністю в їх розчинах катіонів водню (точніше, оксонія іонів H 3 O +). Загальні властивості лугів, такі як милкість на дотик, зміна забарвлення індикаторів та ін. пов'язані з присутністю в їх розчинах гідроксид-іонів OH - , а властивості солей - з розпадом їх у розчині на катіони металу (або амонію) та аніони кислотних залишків.

Відповідно до теорії електролітичної дисоціації всі реакції у водних розчинах електролітів є реакціями між іонами. Цим обумовлена ​​висока швидкість багатьох хімічних реакцій у розчинах електролітів.

Реакції, що протікають між іонами, називають іонними реакціями, а рівняння цих реакцій - іонними рівняннями.

Реакції іонного обміну у водних розчинах можуть протікати:

1. Необоротно, до кінця.

2. Оборотнотобто протікати одночасно у двох протилежних напрямках. Реакції обміну між сильними електролітами в розчинах протікають до кінця або практично незворотні, коли іони, з'єднуючись один з одним, утворюють речовини:

а) нерозчинні;

б) малодисоціюючі (слабкі електроліти);

в) газоподібні.

Наведемо кілька прикладів молекулярних та скорочених іонних рівнянь:

Реакція необоротнаодин з її продуктів - нерозчинна речовина.

Реакція нейтралізації необоротна, т. К. Утворюється малодисоціююча речовина - вода.

Реакція необоротна, т. К. Утворюється газ CO 2 і малодисоціююча речовина - вода.

Якщо серед вихідних речовин і серед продуктів реакції є слабкі електроліти або малорозчинні речовини, такі реакції є оборотними, тобто до кінця не протікають.

У оборотних реакціях рівновага зміщується у бік утворення найменш розчинних чи найменш дисоційованих речовин.

Наприклад:

Рівновага зміщується у бік утворення слабшого електроліту - H 2 O. Однак до кінця така реакція протікати не буде: у розчині залишаються недисоційовані молекули оцтової кислоти та гідроксид-іони.

Якщо вихідні речовини - сильні електроліти, які при взаємодії не утворюють нерозчинних або малодисоціюючих речовин або газів, такі реакції не протікають: при змішуванні розчинів утворюється суміш іонів.

Довідковий матеріал для проходження тестування:

таблиця Менделєєва

Таблиця розчинності

Міністерство освіти та науки Російської Федерації

Національний дослідницький ядерний університет "МІФІ"

Балаківський інженерно-технологічний інститут

Електролітична дисоціація

Методичні вказівки до виконання лабораторної роботи

за курсом «Хімія» для студентів технічних

спеціальностей та напрямків,

за курсом «Загальна та неорганічна хімія»

для студентів напряму ХМТН

всіх форм навчання

Балаково 2014

Мета роботи – вивчення механізму дисоціації водних розчинів електролітів.

ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ

Електролітичною дисоціацією називається процес розпаду молекул речовин на іони під впливом полярних молекул розчинника. Електроліти - речовини, що проводять у розчині або розплаві електричний струм (до них відносяться багато кислот, основи, солі).

Відповідно до теорії електролітичної теорії С. Арреніуса (1887 р), при розчиненні у воді електроліти розпадаються (дисоціюють) на позитивно та негативно заряджені іони. Позитивно заряджені іони називають катіонами, до них належать іони водню та металів. Негативно заряджені іони називаються аніонами, до них відносяться іони кислотних залишків та гідроксид-іони. Сумарний заряд всіх іонів дорівнює нулю, тому розчин загалом нейтральний. Властивості іонів від властивостей атомів, у тому числі вони утворені. Електролітична дисоціація – процес оборотний (зворотна реакція називається асоціацією). Цю теорію пізніше доповнили Д.І. Менделєєв та І.А. Каблуків.

Механізм електролітичної дисоціації

Електролітами є речовини, в молекулах яких атоми пов'язані іонним чи полярним зв'язком. За сучасними уявленнями електролітична дисоціація відбувається внаслідок взаємодії молекул електроліту з полярними молекулами розчинника. Сольватація – взаємодія іонів з молекулами розчинника. Гідратація - процес взаємодії іонів з молекулами води.

Залежно від структури розчиняється в безводному стані його дисоціація протікає по-різному.

Найлегше дисоціюють речовини з іонним зв'язком, які складаються з іонів. При розчиненні таких сполук (наприклад, NaCl) диполі води орієнтуються навколо позитивного та негативного іонів кристалічних ґрат. Між іонами та диполями води виникають сили взаємного тяжіння. В результаті зв'язок між іонами слабшає, відбувається перехід іонів із кристала в розчин. У цьому утворюються гідратовані іони, тобто. іони, хімічно пов'язані з молекулами води

Рис.1. Схема дисоціації молекули речовини з іонним зв'язком

Процес електролітичної дисоціації можна виразити рівнянням

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

Зазвичай процес дисоціації записують у вигляді рівняння, опускаючи розчинник (H 2 O)

NaCl
Na + + Cl -

Аналогічно дисоціюють і молекули з ковалентним полярним зв'язком (наприклад, HCl). Навколо кожної полярної молекули речовини також орієнтуються диполі води, які своїми негативними полюсами притягуються до позитивного полюса молекули, а позитивними полюсами до негативного полюса. В результаті цієї взаємодії сполучна електронна хмара (електронна пара) повністю зміщується до атома з більшою електронегативністю, полярна молекула перетворюється на іонну і потім легко утворюються гідратовані іони. Дисоціація полярних молекул може бути повною або частковою.

Рис.2. Схема дисоціації молекули речовини з ковалентною

полярним зв'язком

Електролітична дисоціація HCl виражається рівнянням

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

або, опускаючи розчинник (H 2 O),

КАn
K++ A -

Для кількісної характеристики процесу дисоціації запроваджено поняття ступеня дисоціації (α). Ступінь дисоціації електроліту показує, яка частина розчинених молекул речовини розпалася на іони. Ступенем дисоціації електроліту називається відношення числа молекул, що продісоціювали (N дис) до загального числа розчинених молекул (N)

(1)

Ступінь дисоціації прийнято виражати або в частках одиниці, або у відсотках, наприклад, для 0,1 н розчину оцтової кислоти СН 3 СООН

α= 0,013 (або 1,3). Ступінь дисоціації залежить від природи електроліту та розчинника, температури та концентрації.

За ступенем дисоціації (α) усі електроліти ділять на три групи. Електроліти зі ступенем дисоціації більше 0,3 (30%) зазвичай називають сильними, зі ступенем дисоціації від 0,02 (2%) до 0,3 (30%)-середніми, менше 0,02 (2%)-слабкими електролітами.

Сильні електроліти – хімічні сполуки, молекули яких у розведених розчинах практично повністю дисоційовані на іони. У розчині сильного електроліту розчинена речовина знаходиться в основному у вигляді іонів (катіонів та аніонів); недисоційовані молекули практично відсутні. Ступінь дисоціації таких електролітів близька до 1. До сильних електролітів належать:

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

2) основи - гідроксиди металів першої групи головної підгрупи (луги) - LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, а також гідроксиди лужноземельних металів - Ba(OH) 2 , Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 ;.

3) солі, розчинні у питній воді (див. таблицю розчинності).

До електролітів середньої сили відносяться H 3 PO 4 HF та ін.

Слабкі електроліти дисоціюють на іони дуже мало, у розчинах вони перебувають, переважно, в недисоційованому стані (у молекулярної формі). До слабких електролітів належать:

1) неорганічні кислоти (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 та ін.);

2) гідроксид амонію (NH 4 OH);

3) вода Н 2 Про;

4) нерозчинні та малорозчинні солі та гідроксиди деяких металів (див. таблицю розчинності);

5) більшість органічних кислот (наприклад, оцтова CH 3 COOH, мурашина HCOOH).

Для слабких електролітів встановлюється рівновага між недисоційованими молекулами та іонами.

CH 3 COOH
Н + + CH 3 COO -

При рівновазі, що встановилася, на підставі закону діючих мас

Константа дисоціації K вказує на міцність молекул у даному розчині: чим менше K, тим слабше дисоціює електроліт і тим стійкіше його молекули.

Константа дисоціації пов'язана зі ступенем дисоціації залежністю

, (2)

де - - Ступінь дисоціації;

c-молярна концентрація електроліту в розчині, моль/л.

Якщо ступінь дисоціації дуже мала, то нею можна знехтувати, тоді

К=
або α= (4)

Залежність (4) є математичним виразом закону розведення В. Оствальда.

Поведінка розчинів слабких електролітів описується законом Оствальда, а розведених розчинів сильних електролітів – Дебая-Хюккеля (5):

К=
, (5)

де концентрація (с) замінена на активність (а), що найбільш точно характеризує поведінку сильних електролітів. Коефіцієнти активності залежать від природи розчинника та розчиненої речовини, від концентрації розчину, а також від температури.

Активність пов'язана з концентрацією наступним співвідношенням:

(6)

де - коефіцієнт активності, який формально враховує всі види взаємодії частинок в даному розчині, що призводять до відхилення від властивостей ідеальних розчинів.

Дисоціація різних електролітів

Відповідно до теорії електролітичної дисоціації, кислотою є електроліт, що дисоціює з утворенням іонів Н+ та кислотного залишку

HNO 3
H++ NO 3 -

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

Електроліт, що дисоціює з утворенням гідроксид-іонів ВІН - називається основою. Наприклад, гідроксид натрію дисоціює за схемою:

NaOH
Na + + OH -

Багатоосновні кислоти, а також основи багатовалентних металів дисоціюють східчасто, наприклад,

1 ступінь H 2 CO 3
H++ HCO 3 –

2 ступінь HCO 3 –
H++ CO 3 2–

Дисоціація по першому ступені характеризується константою дисоціації K 1 = 4,3 · 10 -7

Дисоціація другого ступеня характеризується константою дисоціації K 2 = 5,6·10 –11

Сумарна рівновага

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

Сумарна константа рівноваги

Ступінчаста дисоціація багатовалентних основ

1 ступінь Cu(OH) 2
+ + OH -

2 ступінь +
Cu 2+ + OH -

Для ступінчастої дисоціації завжди K 1 >K 2 >K 3 >..., т.к. енергія, яку потрібно витратити для відриву іона, мінімальна при відриві його від нейтральної молекули.

Електроліти називають амфотерними, якщо вони дисоціюють як кислота і як основа, наприклад, гідроксид цинку:

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

До амфотерних електролітів відноситься гідроксид алюмінію Al(OH) 3 , свинцю Pb(OH) 2 , олова Sn(OH) 2 та інші.

Середні (нормальні) солі, розчинні у воді, дисоціюють з утворенням позитивно заряджених іонів металу та негативно заряджених іонів кислотного залишку

Ca(NO 3) 2
Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–

Кислі солі (гідросолі) - електроліти, що містять в аніоні водень, здатний відщеплюватися у вигляді іону водню Н +. Дисоціація кислих солей відбувається по сходах, наприклад:

1 ступінь KHCO 3
K++ HCO 3 –

2 ступінь HCO 3 –
H++ CO 3 2–

Ступінь електролітичної дисоціації по другому ступені дуже мала, тому розчин кислої солі містить лише незначну кількість іонів водню.

Основні солі (гідроксосолі) - електроліти, що містять в катіоні одну або кілька гідроксо-груп OH -. Основні солі дисоціюють з утворенням основних і кислотних залишків. Наприклад:

1 ступінь FeOHCl 2
2+ + 2Cl –

2 ступінь 2+
Fe 3+ + OH –

Подвійні солі дисоціюють на катіони металів та аніони

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

Комплексні солі дисоціюють із заснуванням комплексного іона

До 3
3K + + 3-

Реакції обміну у розчинах електролітів

Обмінні реакції між електролітами в розчині йдуть у напрямку зв'язування іонів та утворення малорозчинних, газоподібних речовин або слабких електролітів. Іонно-молекулярні чи просто іонні рівняння реакцій обміну відбивають стан електроліту у розчині. У цих рівняннях сильні розчинні електроліти записують у вигляді складових іонів, а слабкі електроліти, малорозчинні і газоподібні речовини умовно записують у молекулярній формі, незалежно від того, є вони вихідними реагентами або продуктами реакції. В іонно-молекулярному рівнянні однакові іони з обох частин виключаються. При складанні іонно-молекулярних рівнянь слід пам'ятати, що сума зарядів у лівій частині рівняння повинна дорівнювати сумі зарядів у правій частині рівняння. При складанні рівнянь див. табл. 1,2 програми.

Наприклад, написати іонно-молекулярні рівняння реакції між речовинами Су(NO 3) 2 та Na 2 S.

Рівняння реакції у молекулярному вигляді:

Сu(NO 3) 2 + Na 2 S = СuS +2NaNO 3

Внаслідок взаємодії електролітів утворюється осад СuS.

Іонно-молекулярне рівняння

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

Виключивши однакові іони з обох частин рівності Na + та NO 3 - отримаємо скорочене іонно-молекулярне рівняння реакції:

Сu 2+ + S 2- = СuS

Дисоціація води

Вода є слабким електролітом і мало дисоціює на іони

Н 2 Про
Н + + ВІН -

К=

або = K · = K в

K = 10 -14 називається іонним добутком води і є постійною величиною. Для чистої води при 25 0 С концентрації іонів H + і OH - рівні між собою і дорівнюють 10 -7 моль/л, тому = 10 -14 .

Для нейтральних розчинів = 10 -7 , для кислих розчинів > 10 -7 а для лужних<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.

Насправді кислотність чи лужність розчину виражають зручнішим способом, використовуючи водневий показник рН чи рОН.

рН = - lg;

рОН = - lg [ОH - ]

Наприклад, якщо = 10 -3 моль/л, то рН = - lg = 3; якщо = 10 -8 моль/л, то рН = – lg = 8. У нейтральному середовищі рН = 7, у кислому середовищі рН< 7, в щелочной среде рН >7.

Наближену реакцію розчину можна визначити за допомогою спеціальних речовин, які називаються індикаторами, забарвлення яких зміняться в залежності від концентрації іонів водню.

ВИМОГИ БЕЗПЕКИ ПРАЦІ

1. Досліди з неприємними та отруйними речовинами проводити обов'язково у витяжній шафі.

2. При розпізнаванні газу, що виділяється по запаху, слід спрямовувати струмінь рухами руки від судини до себе.

3. Виконуючи досвід, необхідно стежити за тим, щоб реактиви не потрапили на особу, одяг та поруч товариша, що стоїть.

При нагріванні рідин, особливо кислот та лугів, тримати пробірку отвором убік від себе.

При розведенні сірчаної кислоти не можна приливати воду до кислоти, необхідно вливати обережно, невеликими порціями в холодну воду, перемішуючи розчин.

Усі склянки із реактивами необхідно закривати відповідними пробками.

Реактиви, що залишилися після роботи, не можна виливати або висипати в реактивні склянки (щоб уникнути забруднення).

ПОРЯДОК ВИКОНАННЯ РОБОТИ

Завдання 1.Зміна забарвлення індикаторів у нейтральному, кислому та лужному середовищі.

Реактиви та обладнання: лакмус; метилоранж; фенолфталеїн; розчин соляної кислоти HCl, 0,1 н; розчин гідроксиду NaOH, 0,1 н; пробірки.

1. Налийте в три пробірки по 1-2 мл дистильованої води та додайте індикатори: лакмус, метилоранж, фенолфталеїн. Позначте їхній колір.

2. Налийте в три пробірки по 1-2 мл 0,1 розчину соляної кислоти і додайте тих самих індикаторів. Спостерігайте за зміною забарвлення індикаторів у порівнянні з їх кольором у воді.

3. Налийте в три пробірки по 1-2 мл 0,1 н розчин гідроксиду натрію і додайте тих самих індикаторів. Спостерігайте за зміною забарвлення індикаторів у порівнянні з їх кольором у воді.

Результати спостереження оформіть у вигляді таблиці:

Завдання 2.Відносна сила основ

Реактиви та обладнання: розчин хлориду кальцію СаCl 2 , 2н; розчин гідроксиду NaOH, 2н; розчин гідроксиду амонію NН 4 ОН, 2н; пробірки.

Налийте у дві пробірки по 1-2 мл хлориду кальцію, до першої пробірки додайте розчин гідроксиду амонію, у другу – стільки ж розчину гідроксиду натрію.

Запишіть спостереження. Зробіть висновок щодо ступеня дисоціації зазначених підстав.

Завдання 3.Обмінні реакції між розчинами електролітів

Реактиви та обладнання: розчин хлориду заліза FeCl 3 0,1н; розчин сірчанокислої міді CuSO 4 0,1н; розчин карбонату натрію Na 2 CO 3 0,1н; розчин гідроксиду NaOH, 0,1 н; розчин соляної кислоти HCl, 0,1 н; розчин хлориду барію BaCl 2 0,1н; розчин сірчанокислого натрію Na 2 SO 4 0,1н; розчин гексаціаноферату (II) калію K 4 0,1н; пробірки.

а) Реакції з утворення нерозчинних речовин (осаду).

Налийте в першу пробірку 1-2 мл хлориду заліза FeCl 3 і додайте такий самий об'єм гідроксиду натрію NaOH, у другу пробірку - 1-2 мл BaCl 2 і такий самий об'єм сірчанокислого натрію Na 2 SO 4 .

Складіть рівняння реакцій у молекулярному, іонному та скороченому іонному вигляді.

б) Реакції із утворенням газів.

Налийте в пробірку 1-2 мл розчину карбонату натрію Na 2 CO 3 і додайте такий самий розчин соляної кислоти HCl.

Запишіть спостереження (вкажіть колір та запах газу). Назвіть отриману газоподібну речовину.

Складіть рівняння реакцій у молекулярному, іонному та скороченому іонному вигляді.

в) Реакції, що йдуть з утворенням малодисоціюючих речовин.

Налийте в першу пробірку - 1-2 мл розчину гідроксиду NaOH і додайте такий же об'єм розчину соляної кислоти HCl, в другу пробірку - 1-2 мл розчину сульфату міді CuSO 4 додати такий же об'єм розчину гексаціаноферату (II) калію K 4 .

Запишіть спостереження (вкажіть колір осаду, що утворився, комплексної солі гексаціаноферрата міді).

Складіть рівняння реакцій у молекулярному, іонному та скороченому іонному вигляді.

Завдання 4.Відмінність між подвійною та комплексною сіллю

Реактиви та обладнання: розчин хлориду заліза FeCl 3 0,1н; розчин роданіду калію KSCN, 0,1 н; розчин залізо-аміачних галунів NH 4 Fe(SO 4) 2 , 0,1н; розчин залізо-синьородистого калію K 3; 0,1 н; пробірки.

1. У пробірку налийте розчин хлорного заліза FeCl 3 потім додайте трохи роданіду калію KSCN. Запишіть спостереження.

Складіть рівняння реакцій у молекулярному, іонному та скороченому іонному вигляді. Іон SCN – є характерним реактивом на іон Fe 3+ , при їх взаємодії виходить роданове залізо Fe(SСN) 3 – слабодисоціююча сіль криваво-червоного кольору.

2. В одну пробірку налийте розчин залізоаміачних галунів NH 4 Fe(SO 4) 2 , в іншу - розчин залізо-синьородистого калію K 3 і в кожну з них потроху прилийте розчин роданіду калію KSCN.

Складіть рівняння реакцій у молекулярному, іонному та скороченому іонному вигляді.

Запишіть спостереження. У якому поєднанні виявляється іон тривалентного заліза? У якому поєднанні цей іон пов'язаний у вигляді комплексного іона?

Завдання 5. Усунення іонної рівноваги при введенні в розчин однойменного іона

NH 4 ОН – слабка основа, що дисоціює за рівнянням:

NH 4 ВІН
NH 4 + +ОН –

NH 4 Cl – у розчині дисоціює за рівнянням

NH 4 Cl
NH 4 + + Cl

Реактиви та обладнання: 0,1м розчин гідроксиду амонію NH 4 OH, 0,1н; фенолфталеїн, кристалічний хлорид амонію NH 4 Сl; пробірки.

У пробірку з розчином NH 4 ОН додайте 2-3 краплі фенолфталеїну, який є індикатором на групу ОН - , перемішайте та розлийте розчин у дві пробірки: одну пробірку залиште для порівняння, в другу додайте щіпку кристалічного NH 4 Сl – спостерігається ослаблення кольору.

Послаблення малинового забарвлення розчину пояснюється тим, що при введенні в розчин хлористого амонію збільшується концентрація іону NH 4 + , що зміщує рівновагу в ліву сторону, а це призводить до зменшення концентрації іонів ВІН - у розчині.

Електролітична дисоціація кислот

При розчиненні у воді кислоти, солі та основи дисоціюють на позитивно та негативно заряджені іони (катіони та аніони). Визначимо характерні загальні ознаки дисоціації електролітів кожного класу сполук.

Кислоти, як ви пам'ятаєте, складаються з Гідрогену та кислотного залишку, з'єднаних ковалентним полярним зв'язком. У попередньому параграфі на прикладі розчинення гідроген хлориду ми розглянули, як під дією молекул води полярний зв'язок перетворюється на іонну, і кислота розпадається на катіони Гідрогену та хлорид-іони.

Таким чином, з точки зору теорії електролітичної дисоціації Арреніуса,

Кислоти - це електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони Гідрогену та аніони кислотного залишку.

Подібно до хлоридної кислоти протікає дисоціація та інших кислот, наприклад нітратної:

При дисоціації молекули сульфатної кислоти число катіонів Гідрогену вдвічі перевищує число аніонів кислотного залишку - сульфат-іонів. Заряд аніону дорівнює -2 (у формулах іонів записують «2-»):

Назви аніонів, що утворюються під час дисоціації кислот, збігаються із назвами кислотних залишків. Вони наведені у таблиці розчинності на форзаці.

Легко помітити, що з дисоціації різних кислот утворюються різні аніони, але катіони лише однієї типу — катіони Гидрогена H+. Отже, саме катіони Гідрогену визначають характерні властивості кислот — кислий смак, зміну забарвлення індикаторів, реакції з активними металами, основними оксидами, основами та солями.

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, відщеплюючи іони Гідрогену послідовно, один за одним. Наприклад, у розчині сульфатної кислоти протікають такі процеси:

Як видно з наведених рівнянь дисоціації багатоосновної кислоти, аніони, що утворюються при ступінчастій дисоціації на першій стадії, містять іони Гідрогену. Це відображено в назві аніонів: HSO - гідрогенсульфат-іон.

Електролітична дисоціація ортофосфатної кислоти проходить у три стадії:

Сумарне рівняння дисоціації ортофосфатної кислоти має вигляд:

Таким чином, кожній багатоосновній кислоті відповідає кілька аніонів, і всі вони присутні в розчині.

Зауважте, що в деяких рівняннях дисоціації стоять двонаправлені стрілки. Що вони означають, ви дізнаєтесь у наступному параграфі.

Електролітична дисоціація основ

Основи складаються з катіонів металевого елемента та гідроксид-аніонів. При дисоціації основ ці іони переходять у розчин. Число гідроксид-іонів, що утворюються при дисоціації, дорівнює заряду іона металевого елемента. Таким чином, з точки зору теорії електролітичної дисоціації

Основи - це електроліти, які дисоціюють на катіони металевого елемента та гідроксид-аніони.

Розглянемо рівняння дисоціації основ на прикладі дисоціації натрій та барій гідроксидів:

При дисоціації основ утворюються аніони одного типу - гідроксид-іони, що визначають всі характерні властивості розчинів лугів: здатність змінювати забарвлення індикаторів, реагувати з кислотами, кислотними оксидами та солями.

Електролітична дисоціація солей

Солі утворені катіонами металевого елемента та аніонами кислотного залишку. При розчиненні солей у питній воді ці іони перетворюються на розчин.

Солі - це електроліти, які дисоціюють на катіони металевого елемента та аніони кислотного залишку.

Розглянемо дисоціацію солей з прикладу дисоціації калій нітрату:

Аналогічно дисоціюють інші солі, наприклад нітрат кальцію і калій ортофосфат:

В рівняннях дисоціації солей заряд катіону по абсолютній величині дорівнює ступеню окислення металевого елемента, а заряд аніону — сумі ступенів окислення елементів у кислотному залишку. Наприклад, купрум(П) сульфат розпадається на іони

а ферум(Ш) нітрат - на іони

Заряд катіонів металевих елементів у більшості випадків можна визначити за Періодичною системою. Заряди катіонів металевих елементів головних підгруп зазвичай дорівнюють номеру групи, в якій розташований елемент:

Металеві елементи побічних підгруп зазвичай утворюють кілька іонів, наприклад, Fe 2 +, Fe 3 +.

Заряди кислотних залишків простіше визначати за кількістю іонів Гідрогену у складі молекули кислоти, як ви це робили у 8 класі. Заряди деяких кислотних залишків наведені у таблиці розчинності на форзаці.

Зверніть увагу, що в рівняннях дисоціації кислот, основ і солей сумарний заряд катіонів і аніонів повинен дорівнювати нулю, оскільки будь-яка речовина є електронейтральною.

Ступінчаста дисоціація обумовлює можливість існування кислих та основних солей. Кислі солі містять іони Гідрогену, як кислоти. Саме тому такі солі називають кислими. А в основних солях містяться гідроксид-іони, як у основах.

На першій стадії дисоціації сульфатної кислоти утворюється гідрогенсульфат-іон HSO-, завдяки чому існують кислі солі: NaHSO 4 (натрій гідрогенсульфат), Al(HSO 4) 3 (алюміній гідрогенсульфат) та ін. Для ортофосфатної кислоти також характерні кислі солі K 2 HPO 4 (калій гідрогенортофосфат) або KH 2 PO 4 (калій дигідрогенортофосфат).

У розчинах кислі солі дисоціюють у дві стадії:

Кислі солі характерні лише для багатоосновних кислот, оскільки вони дисоціюють східчасто. Єдиним винятком є ​​одноосновна кислота флуоридна. Завдяки водневим зв'язкам у розчині цієї кислоти присутні частинки H 2 F 2 і флуоридна кислота може утворювати кислу сіль складу KHF 2 .

Деякі нерозчинні гідроксиди утворюють катіони, в яких є гідроксид-іон. Наприклад, алюміній міститься у складі катіону AlOH 2+ , завдяки чому існує сіль складу AlOHCl 2 (алюміній гідроксохлорид). Таку сіль називають основною.

Ключова ідея

Контрольні питання

100. Дайте визначення кислот, основ та солей з точки зору теорії електролітичної дисоціації.

101. У чому особливість дисоціації багатоосновних кислот, порівняно з одноосновними? Поясніть на прикладі сульфатної кислоти.

Завдання для засвоєння матеріалу

102. В результаті дисоціації молекули кислоти утворився іон із зарядом 3-. Скільки іонів Гідрогену утворилося?

103. Складіть рівняння електролітичної дисоціації кислот: карбонатної, бромідної, нітритної. Назвіть аніони, що утворюються.

104. Які з наведених кислот дисоціюватимуть ступінчасто: HCl, H 2 CO 3 , HNO 3 , H 2 S, H 2 SO 3 ? Відповідь підтвердьте рівняннями реакцій.

105. Складіть рівняння дисоціації солей: магній нітрату, алюмінію хлориду, барію броміду, натрію карбонату, натрію ортофосфату.

106. Наведіть за одним прикладом солей, при дисоціації яких кількістю речовини 1 моль утворюється: а) 2 моль іонів; б) 3 моль іонів; в) 4 моль іонів; г) 5 моль іонів. Запишіть рівняння дисоціації.

107. Запишіть заряди іонів у речовинах: 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 . Назвіть ці речовини.

108. Складіть рівняння електролітичної дисоціації речовин: калій гідроксиду, барій сульфіду, ферум(Ш) нітрату, магній хлориду, алюмінію сульфату.

109. Складіть формулу речовини, при дисоціації якої утворюються іони Кальцію та гідроксид-іони.

110. З переліку речовин випишіть окремо електроліти та неелектроліти: 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. Складіть рівняння дисоціації електролітів.

111. При дисоціації якогось нітрату утворився 1 моль катіонів із зарядом 2+. Яка кількість речовини нітрат-іонів утворилася при цьому?

112. Складіть формули та запишіть рівняння дисоціації ферум(П) сульфату та ферум(Ш) сульфату. Чим відрізняються ці солі?

113. Наведіть за одним прикладом рівнянь дисоціації солей відповідно до схем (літерою М позначено металевий елемент, а Х — кислотний залишок): 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. У розчині є іони K+, Mg 2 +, NO-, SO4 - . Які речовини розчинили? Наведіть два варіанти відповіді.

115*. Складіть рівняння дисоціації тих електролітів, які утворюють хлорид-іони: CrCl 3 , KClO 3 , BaCl 2 , Ca(ClO) 2 , HClO 4 , MgOHCl.

Це матеріал підручника