Катионы металла и гидроксид ионы образуются при диссоциации
Катионами называют положительно заряженные ионы.
Анионами называют отрицательно заряженные ионы.
В процессе развития химии понятия «кислота» и «основание» претерпели серьёзные изменения. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называют электролиты, при диссоциации которых образуются ионы водорода H + , а основаниями — электролиты, при диссоциации которых образуются гидроксид-ионы OH – . Эти определения в химической литературе известны как определения кислот и оснований по Аррениусу.
В общем виде диссоциацию кислот представляют так:
где A – — кислотный остаток.
Такие свойства кислот, как взаимодействие с металлами, основаниями, основными и амфотерными оксидами, способность изменять окраску индикаторов, кислый вкус и т. д., обусловлены наличием в растворах кислот ионов H + . Число катионов водорода, которые образуются при диссоциации кислоты, называют её основностью. Так, например, HCl является одноосновной кислотой, H2SO4 — двухосновной, а H3PO4 — трёхосновной.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, например:
От образовавшегося на первой ступени кислотного остатка H2PO4 – последующий отрыв иона H + происходит гораздо труднее из-за наличия отрицательного заряда на анионе, поэтому вторая ступень диссоциации протекает гораздо труднее, чем первая. На третьей ступени протон должен отщепляться от аниона HPO4 2– , поэтому третья ступень протекает лишь на 0,001%.
В общем виде диссоциацию основания можно представить так:
где M + — некий катион.
Такие свойства оснований, как взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами, амфотерными гидроксидами и способность изменять окраску индикаторов, обусловлены наличием в растворах OH – -ионов.
Число гидроксильных групп, которые образуются при диссоциации основания, называют его кислотностью. Например, NaOH — однокислотное основание, Ba(OH)2 — двухкислотное и т. д.
Многокислотные основания диссоциируют ступенчато, например:
Большинство оснований в воде растворимо мало. Растворимые в воде основания называют щелочами.
Прочность связи М—ОН возрастает с увеличением заряда иона металла и увеличением его радиуса. Поэтому сила оснований, образуемых элементами в пределах одного и того же периода, уменьшается с возрастанием порядкового номера. Если один и тот же элемент образует несколько оснований, то степень диссоциации уменьшается с увеличением степени окисления металла. Поэтому, например, у Fe(OH)2 степень основной диссоциации больше, чем у Fe(OH)3.
Электролиты, при диссоциации которых одновременно могут образовываться катионы водорода и гидроксид-ионы, называют амфотерными. К ним относят воду, гидроксиды цинка, хрома и некоторые другие вещества. Их полный перечень приведён в уроке 6, а их свойства рассмотрены в уроке 16.
Солями называют электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также катион аммония NH4 + ) и анионы кислотных остатков.
Химические свойства солей будут описаны в уроке 18.
Тренировочные задания
1. К электролитам средней силы относится
2. К сильным электролитам относится
3. Сульфат-ион в значительном количестве образуется при диссоциации в водном растворе вещества, формула которого
4. При разбавлении раствора электролита степень диссоциации
1) остается неизменной
2) понижается
3) повышается
4) с начала повышается, потом понижается
5. Степень диссоциации при нагревании раствора слабого электролита
6. Только сильные электролиты перечислены в ряду:
7. Водные растворы глюкозы и сульфата калия соответственно являются:
1) с ильным и слабым электролитом
2) неэлектролитом и сильным электролитом
3) слабым и сильным электролитом
4) слабым электролитом и неэлектролитом
8. Степень диссоциации электролитов средней силы
1) больше 0,6
2) больше 0,3
3) лежит в пределах 0,03—0,3
4) менее 0,03
9. Степень диссоциации сильных электролитов
10. Степень диссоциации слабых электролитов
11. Электролитами являются оба вещества:
1) фосфорная кислота и глюкоза
2) хлорид натрия и сульфат натрия
3) фруктоза и хлорид калия
4) ацетон и сульфат натрия
12. В водном растворе фосфорной кислоты H3PO4 наименьшая концентрация частиц
13. Электролиты расположены в порядке увеличения степени диссоциации в ряду
14. Электролиты расположены в порядке уменьшения степени диссоциации в ряду
15. Практически необратимо диссоциирует в водном растворе
1) уксусная кислота
2) бромоводородная кислота
3) фосфорная кислота
4) гидроксид кальция
16. Электролитом, более сильным по сравнению с азотистой кислотой, будет
1) уксусная кислота
2) сернистая кислота
3) фосфорная кислота
4) гидроксид натрия
17. Ступенчатая диссоциация характерна для
1) фосфорной кислоты
2) соляной кислоты
3) гидроксида натрия
4) нитрата натрия
18. Только слабые электролиты представлены в ряду
1) сульфат натрия и азотная кислота
2) уксусная кислота, сероводородная кислота
3) сульфат натрия, глюкоза
4) хлорид натрия, ацетон
19. Каждое из двух веществ является сильным электролитом
1) нитрат кальция, фосфат натрия
2) азотная кислота, азотистая кислота
3) гидроксид бария, сернистая кислота
4) уксусная кислота, фосфат калия
20. Оба вещества являются электролитами средней силы
1) гидроксид натрия, хлорид калия
2) фосфорная кислота, азотистая кислота
3) хлорид натрия, уксусная кислота
4) глюкоза, ацетат калия
Диссоциация оснований, кислот, солей
В данном видеофрагменте учащиеся знакомятся с уравнениями диссоциации электролитов: оснований, кислот и солей. Все приведенные уравнения диссоциации объясняются и акцентируется внимание на наиболее сложных моментах, подчеркивается общность свойств электролитов. Это поможет сконцентрировать внимание учащихся по этой теме.
В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам
Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобретя в каталоге.
Получите невероятные возможности
Конспект урока "Диссоциация оснований, кислот, солей"
При составлении уравнений электролитической диссоциации следует поступать следующим образом: в левой части уравнения записать формулу электролита, затем поставить знак равенства или обратимости в зависимости от силы электролита. В правой части записать формулы образующихся положительно и отрицательно заряженных ионов, указав значения и знаки их зарядов. Перед формулами ионов поставить коэффициенты, затем проверить сумму положительных и отрицательных ионов, она должна быть равна нулю.
Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.
Сильные кислоты диссоциируют полностью по одной ступени:
HCl = H + + Cl -
H2SO4 = 2H + + SO4 2-
При диссоциации сильных кислот ставится знак равенства, а при диссоциации слабых кислот вместо знака равенства ставится знак обратимости.
HNO2 ⇆ H + + NO2 -
Многоосновные слабые кислоты диссоциируют ступенчато. На каждой стадии отщепляется ион водорода. Например, диссоциация фосфорной кислоты идет в 3 ступени:
1) H3PO4 ⇆ H + + H2PO4 -
2) H2PO4 - ⇆ H + + HPO4 2-
3) HPO4 2- ⇆ H + + PO4 3-
Следует учитывать, что диссоциация, в данном случае, по второй ступени протекает намного слабее, чем по первой, а диссоциация по третьей ступени при обычных условиях почти не происходит.
Как видно, все кислоты при диссоциации образуют катионы водорода, поэтому они имеют кислый вкус и изменяют окраску индикаторов: лакмус и метилоранж становятся красными.
Основания – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и в качестве анионов гидроксид-ионы.
Сильные электролиты – щёлочи – диссоциируют полностью по первой ступени.
NaOH = Na + + OH -
Ca(OH)2 = Ca 2+ + 2OH -
Многоосновные слабые основания диссоциируют ступенчато и вместо знака равенства ставится знак обратимости. Например, гидроксид меди (II) диссоциирует по двум ступеням:
1) Cu(OH)2 ⇆ CuOH + + OH -
2) CuOH + ⇆ Cu 2+ + OH -
Т.к. при диссоциации оснований образуются гидроксид-ионы, то они будут иметь схожие свойства, такие как мыльность на ощупь, изменение окраски индикаторов: лакмус становится синим, метилоранж – жёлтым, фенолфталеин – малиновым.
Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или аммония) и анионы кислотного остатка.
Соли диссоциируют по одной ступени, в отличие от кислот и оснований.
NaCl = Na + + Cl -
Al2(SO4)3 = 2Al 3+ + 3SO4 2-
Свойства солей определяются как катионами металла, так и анионами кислотного остатка. Например, соли аммония имеют общие свойства, обусловленные наличием иона аммония (NH4 + ), так и различные, обусловленные анионами кислотного остатка. Общие свойства сульфатов – солей серной кислоты – обусловлены наличием сульфат-ионов, а специфические свойства обусловлены различными катионами.
Кислые соли, в отличие от средних, диссоциируют ступенчато: первая ступень сопровождается диссоциацией катиона металла и аниона кислотного остатка, содержащего ион водорода, вторая ступень – это отщепление иона водорода и кислотного остатка.
Основные положения ТЭД
Данный видеофрагмент знакомит учащихся с основными положениями теории электролитической диссоциации. Все положения теории прописаны и объясняются с помощью иллюстраций, что делает объяснение более наглядным и понятным, в нем также обобщаются знания о свойствах электролитов.
Конспект урока "Основные положения ТЭД"
1. При растворении в воде или расплавлении электролиты диссоциируют на ионы: положительные и отрицательные. Ионы – это положительно и отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов в результате отдачи или присоединения электронов.
В растворах ионы беспорядочно передвигаются. В переводе с греческого «ион» означает «странствующий». По составу ионы делятся на простые: Na + , Cl - , и сложные: NH4 + , SO4 2- .
Ионы заметно отличаются от атомов этого же элемента. Так атомы натрия (Na 0 ) энергично реагируют с водой с образованием щёлочи и водорода, а ион натрия (Na + ) таких продуктов не образует. Хлор (Cl2) имеет желто-зелёный цвет, резкий запах, ядовит, а ионы хлора (Cl - ) не имеют цвета, неядовиты, лишены запаха.
2. Причиной диссоциации электролита является его гидратация с молекулами воды и разрыв химической связи в нём.
В результате взаимодействия воды с молекулами воды образуются гидратированные ионы. Поэтому, по наличию водной оболочки ионы делятся на гидратированные (в растворах и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях).
3. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному полюсу источника тока – к катоду, поэтому их называют катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительно заряженному полюсу источника тока – аноду, поэтому их называют анионами.
В растворах электролитов сумма положительных ионов (катионов) равна сумме отрицательно заряженных ионов (анионов), потому эти растворы электронейтральны.
4. Процесс диссоциации – обратимый процесс для слабых электролитов.
Наряду с процессом диссоциации, т.е. распадом электролита на ионы, в растворах слабых электролитов протекает обратный процесс – ассоциация, т.е. соединение ионов. Поэтому при диссоциации слабых электролитов в уравнении ставят не знак равенства, а знак обратимости.
5. Не все электролиты в равной степени диссоциируют на ионы.
Поэтому электролиты делят на сильные, которые полностью диссоциируют на ионы в растворах и расплавах, степень их диссоциации стремиться к единице, и слабые, которые не полностью диссоциируют, степень их диссоциации стремится к нулю. Степень диссоциации зависит то природы электролита и его концентрации.
6. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.
По типу ионов, образующихся при диссоциации, различают три типа электролитов: кислоты, основания и соли. Кислоты при диссоциации образуют катионы водород и анионы кислотного остатка, основания – катионы металла и в качестве аниона – гидроксид-ионы, соли при диссоциации образуют катионы металла и анионы кислотного остатка.
Теория электролитической диссоциации
Раствор хлорида натрия хорошо проводит электрический ток, но в сухом виде кристаллики поваренной соли ток не проводят. Почему? На этот вопрос отвечает теория электролитической диссоциации, которую мы сейчас рассмотрим. Впервые ее описал шведский ученый Сванте Аррениус. Электролитическую диссоциацию изучают в рамках курса химии за 9 класс.
О чем эта статья:
Что такое электролитическая диссоциация
Как известно, электрический ток — это направленное движение свободных электронов или ионов, т. е. заряженных частиц. В растворах электролитов, проводящих ток, за это отвечают свободные ионы.
В 1882 году шведский химик С. Аррениус при изучении свойств растворов электролитов обратил внимание, что они содержат больше частиц, чем было в сухом веществе. Например, в растворе хлорида натрия 2 моля частиц, а NaCl в сухом виде содержит лишь 1 моль.
Это позволило ученому сделать вывод, что при растворении таких веществ в воде в них появляются свободные ионы. Так были заложены основы теории электролитической диссоциации (ТЭД) — в химии она стала одним из важнейших открытий.
Электролитическая диссоциация — это процесс, в ходе которого молекулы электролитов взаимодействуют с водой или другим растворителем и распадаются на ионы. Она может иметь обратимый или необратимый характер. Обратный процесс называется моляризацией.
Благодаря диссоциации растворы электролитов обретают способность проводить ток. Сванте Аррениус не смог объяснить, почему разные вещества сильно отличаются по электропроводности, но это сделал Д. И. Менделеев. Он подробно описал процесс распада электролита на ионы, который объясняется его взаимодействием с молекулами воды (или другого растворителя).
Схема электролитической диссоциации: KA ⇄ K + (катион) + A - (анион).
Уравнение диссоциации на примере хлорида натрия: NaCl ⇄ Na + + Cl - .
Иногда можно встретить выражение «теория электрической диссоциации», но так говорить не стоит. В этом случае можно подумать, что распад молекул на ионы обусловлен действием электротока. На самом деле процесс диссоциации не зависит от того, проходит ток в данный момент через раствор или нет. Все, что нужно — это контакт электролита с водой (растворителем).
Механизм электролитической диссоциации
При контакте с водой или другими растворителями диссоциации подвержены все вещества с ионной связью. Также распадаться на ионы могут вещества с ковалентной полярной связью, которая под действием воды переходит в ионную, а после разрушается.
Механизм диссоциации электролитов удобно рассматривать на примере хлорида натрия NaCl. Его кристаллическая решетка образована катионами натрия Na + и анионами хлора Cl - , которые удерживаются вместе благодаря ионной связи. При растворении в воде каждый кристалл хлорида натрия окружают ее молекулы.
Отметим, что молекулы воды — это диполи. На одном конце они несут атомы водорода с частичным положительным зарядом, а на другом — атомы кислорода с частичным отрицательным. Соответственно, атомы кислорода притягиваются к катионам натрия, а атомы водорода — к анионам хлора. Эта сила электростатического притяжения ослабляет и в итоге разрывает ионную связь между натрием и хлором. Вещество диссоциирует на ионы.
После распада хлорида натрия образовавшиеся ионы Na + и Cl - окружают молекулы воды, создавая гидратную оболочку. Ионы с такой оболочкой называют гидратированными.
Если вместо воды был использован другой растворитель — например, этанол, его молекулы создают сольватную оболочку. В этом случае ионы называются сольватированными.
Сущность процесса электролитической диссоциации передает схема:
Электролиты и неэлектролиты
Хотя электролитическая диссоциация происходит независимо от действия электротока, между этими явлениями есть связь. Чем выше способность вещества распадаться на ионы при взаимодействии с растворителем, тем лучше оно проводит электроток. По такому критерию известный физико-химик М. Фарадей выделил электролиты и неэлектролиты.
Электролиты — это вещества, которые после диссоциации на ионы в растворах и расплавах проводят электроток. Обычно в их молекулах ионные или полярные ковалентные связи.
Неэлектролиты — это вещества, которые не распадаются на ионы в растворах и расплавах, а значит, не обладают проводимостью в растворенном виде. Для них характерны ковалентные неполярные или слабополярные связи.
Степень диссоциации
В зависимости от того, сколько молекул диссоциировало на ионы, вещество может быть сильным или слабым электролитом. Этот показатель называется степенью диссоциации, его измеряют от 0 до 1 либо в процентах.
Степень диссоциации — это отношение количества распавшихся на ионы молей вещества к исходному количеству молей.
Если в растворе на ионы распадаются все 100% электролита, .
По силе электролиты делятся на следующие группы:
Молекулы сильных электролитов необратимо распадаются на ионы, поэтому в уравнениях нужно ставить знак =. Реакции со слабыми электролитами обратимы, поэтому ставится знак ⇄.
Ступенчатая диссоциация
В отдельных случаях вещества расщепляются на ионы в несколько этапов или ступеней. Например, такая реакция характерна для основных и кислых солей, многоосновных кислот. Ступенчатая диссоциация может включать два этапа и более, при этом на первой ступени концентрация ионов всегда больше, чем на последующих.
Пример 1
Ортофосфорная кислота диссоциирует в 3 ступени. На первой из них наблюдается максимальная концентрация дигидрофосфат-ионов, а на последней остается минимальное количество фосфат-ионов (диссоциация почти не идет). Данная кислота не относится к сильным электролитам, поэтому реакция обратима.
Пример 2
Кислая соль Ca(HCO3)2 диссоциирует в 3 ступени. Поскольку это сильный электролит, на первом этапе реакция необратима. На втором этапе распадается на ионы слабый кислотный остаток HCO3 - и слабый электролит, поэтому реакция обратима.
Как диссоциируют разные группы веществ
Диссоциация кислот
Приводит к образованию катионов водорода H + и отрицательно заряженных кислотных остатков:
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
AlOHCl2 = AlOH 2+ + 2Cl -
AlOH 2+ ⇄ Al 3+ + OH -
Диссоциация оснований
Происходит с образованием гидроксильных групп OH - и положительно заряженных ионов металла. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью, а слабые — ступенчато и обратимо.
Сильные основания:
Слабые основания:
CuOH + ⇄ Cu 2+ + OH -
Диссоциация солей
Ведет к образованию катионов металлов (или катиона аммония) и отрицательно заряженных кислотных остатков.
Средние соли в растворах полностью распадаются в одну ступень.
Кислые соли распадаются ступенчато. На первом этапе отделяются катионы металла, а на втором — катионы водорода.
Основные соли также диссоциируют в две ступени. На первой отделяются кислотные остатки, а за ними — гидроксильные группы OH - .
MgOHBr = MgOH + + Br -
MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH -
Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения
С помощью молекулярных уравнений можно показать состав вещества с разложением его на молекулы. Полные ионные уравнения отражают реакцию диссоциации, т. е. расщепление молекул на ионы. Но в таком виде расписывают только сильные электролиты.
Не раскладывают на ионы:
Рассмотрим это на примере взаимодействия между нитратом свинца и серной кислотой.
Сульфат свинца PbSO4 мы не будем раскладывать на ионы, поскольку это слабый электролит.
Полное ионное уравнение: Pb 2+ + 2NO3 - + 2H + + SO4 2- → 2H + + 2NO3 - + PbSO4↓
Сократить это выражение очень просто — нужно убрать из обеих частей одинаковые ионы, которые не изменились в ходе реакции.
Сокращенное ионное уравнение: Pb 2+ + SO4 2- → PbSO4↓
Как составить уравнение диссоциации
В левой части пишем молекулярную формулу вещества, а в правой — формулы образовавшихся катионов и анионов. Между ними ставим знак =, если это сильный электролит, или знак ⇄ — если средний или слабый. После этого нужно проставить коэффициенты перед ионами и проверить сумму катионов и анионов (она всегда равна 0).
Основные положения теории электролитической диссоциации
Итак, мы разобрались, что такое диссоциация в химии, а сейчас повторим ключевые моменты:
При взаимодействии с водой или другими растворителями в электролитах разрывается химическая связь между частицами и они распадаются на ионы — происходит электролитическая диссоциация.
Под действием электротока катионы перемещаются к положительно заряженному электроду, анионы — к отрицательно заряженному. Раствор электролита обладает проводимостью.
Степень диссоциации зависит от типа электролита и от внешних условий. Для сильных электролитов она необратима, для слабых — это обратимая реакция.
Химические свойства электролитов соответствуют свойствам ионов, которые образовались при диссоциации.
Вопросы для самопроверки
Чем электролиты отличаются от неэлектролитов? Приведите примеры тех и других веществ.
Согласно теории диссоциации что является причиной распада электролитов на ионы?
Что такое степень диссоциации и как она измеряется?
В каких случаях электролитическая диссоциация кислот бывает ступенчатой?
При каких условиях в уравнении диссоциации ставится знак =, а при каких — знак ⇄?
Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних)
Читайте также: