Какие вещества при диссоциации образуют катионы металлов

Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.

Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.

• В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:
• KA ⇄ K+ (катион) + A- (анион)
• NaCl ⇄ Na+ + Cl-

Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.

У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы и H другой молекулы.

Ступени диссоциации

Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H2SO4, H3PO4.

Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:

Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.

Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:

1. Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:
2. Na3PO4 ⇄ 3Na+ + PO43-
3. Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.
4. K2SO4 ⇄ 2K+ + SO42-
5. Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.

Электролиты и неэлектролиты

Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты — жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. Связи в их молекулах обычно ионные или ковалентные сильнополярные.

К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).

Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.

Неэлектролиты — вещества недиссоциирующие в растворах на ионы. В молекулах эти веществ связи ковалентные неполярные или слабополярные.

К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.

Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят электрический ток.

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:

Полные ионные уравнения записываются путем разложения молекул на ионы. Запомните, что нельзя раскладывать на ионы:

• Слабые электролиты (в их числе вода)
• Осадки
• Газы

Сокращенное ионное уравнение записывается путем сокращения одинаковых ионов из левой и правой части. Просто, как в математике — остается только то, что сократить нельзя.

Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних) – HIMI4KA

ОГЭ 2018 по химии › Подготовка к ОГЭ 2018

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 HPO42–, 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
• 1) H3PO4 2) H2SO4 3) Na2SO4 4) Na3PO4
• 2. К сильным электролитам относится
• 1) KNO3 2) BaSO4 4) H3PO4 3) H2S
• 3. Сульфат-ион в значительном количестве образуется при диссоциации в водном растворе вещества, формула которого
• 1) BaSO4 2) PbSO4 3) SrSO4 4) K2SO4
• 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
• 1) остается неизменной 2) понижается 3) повышается
• 4) с начала повышается, потом понижается
• 6. Только сильные электролиты перечислены в ряду:
• 1) H3PO4, K2SO4, KOH 2) NaOH, HNO3, Ba(NO3)2 3) K3PO4, HNO2, Ca(OH)2 4) Na2SiO3, BaSO4, KCl
• 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
• 1) больше 0,6 2) больше 0,3 3) лежит в пределах 0,03—0,3
• 4) менее 0,03
• 10. Степень диссоциации слабых электролитов
• 1) больше 0,6 2) больше 0,3 3) лежит в пределах 0,03—0,3
• 4) менее 0,03
• 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
• 1) H3PO4 2) H2PO4– 3) HPO42– 4) PO43–
• 13. Электролиты расположены в порядке увеличения степени диссоциации в ряду
• 1) HNO2, HNO3, H2SO3 2) H3PO4, H2SO4, HNO2 3) HCl, HBr, H2O 4) CH3COOH, H3PO4, Na2SO4
• 14. Электролиты расположены в порядке уменьшения степени диссоциации в ряду
• 1) HNO2, H3PO4, H2SO3 2) HNO3, H2SO4, HCl 3) HCl, H3PO4, H2O 4) CH3COOH, H3PO4, Na2SO4
• 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

Ответы

Теория электролитической диссоциации (ТЭД) — что это такое? Основные положения и примеры

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.
• или .
• Если в растворе на ионы распадаются все 100% электролита, .
• По силе электролиты делятся на следующие группы:

• слабые — ;
• средние — ;
• сильные — .

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.

1. H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4-

2. H2PO4- ⇄ H+ + HPO42-

3. HPO42- ⇄ H+ + PO43-

Суммарное уравнение: H3PO4 ⇄ 3H+ + PO43-.

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.

1. Ca(HCO3)2 = Ca2+ + 2HCO3-

2. HCO3- ⇄ H+ + CO32-

3. H+ + H2O = H3O+

Суммарное уравнение: Ca(HCO3)2 + 2H2O = Ca2+ + 2H3O+ + 2CO32-.

Как диссоциируют разные группы веществ

Диссоциация кислот

1. Приводит к образованию катионов водорода H+ и отрицательно заряженных кислотных остатков:
2. HCl = H+ + Cl-
3. H2SO4 = 2H+ + SO42-
4. HNO2 ⇄ H+ + NO2-
5. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

1. AlOHCl2 = AlOH2+ + 2Cl-

2. AlOH2+ ⇄ Al3+ + 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:
• NaOH = Na+ + OH-
• Слабые основания:

1. Cu(ON)2 ⇄ CuOH+ + OH-

2. CuOH+ ⇄ Cu2+ + OH-

Диссоциация солей

1. Ведет к образованию катионов металлов (или катиона аммония) и отрицательно заряженных кислотных остатков.
2. Средние соли в растворах полностью распадаются в одну ступень.
3. Na3PO4 = 3Na + PO43-

Кислые соли распадаются ступенчато. На первом этапе отделяются катионы металла, а на втором — катионы водорода.

1. KHSO4 = K+ + HSO4-

2. HSO4- ⇄ H+ + SO42-

Основные соли также диссоциируют в две ступени. На первой отделяются кислотные остатки, а за ними — гидроксильные группы OH-.

1. MgOHBr = MgOH+ + Br-

2. MgOH+ ⇄ Mg2+ + 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:

• слабые электролиты;
• осадки;
• газы.

• Рассмотрим это на примере взаимодействия между нитратом свинца и серной кислотой.
• Молекулярное уравнение: Pb(NO3)2 + H2SO4 → 2HNO3 + PbSO4↓
• Сульфат свинца PbSO4 мы не будем раскладывать на ионы, поскольку это слабый электролит.
• Полное ионное уравнение: Pb2+ + 2NO3- + 2H+ + SO42- → 2H+ + 2NO3- + PbSO4↓
• Сократить это выражение очень просто — нужно убрать из обеих частей одинаковые ионы, которые не изменились в ходе реакции.
• Сокращенное ионное уравнение: Pb2+ + SO42- → 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

1. Чем электролиты отличаются от неэлектролитов? Приведите примеры тех и других веществ.

2. Согласно теории диссоциации что является причиной распада электролитов на ионы?

3. Что такое степень диссоциации и как она измеряется?

4. В каких случаях электролитическая диссоциация кислот бывает ступенчатой?

5. При каких условиях в уравнении диссоциации ставится знак =, а при каких — знак ⇄?

6. Какие компоненты ионного уравнения не раскладываются на ионы?

Теория электролитической диссоциации

Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые электролиты.

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.

Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты.

К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.

К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.

В чем же суть процесса электролитической диссоциации?

Поместим в пробирку несколько кристаллов хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое время кристаллы растворятся. Что произошло?Хлорид натрия – вещество с ионной кристаллической решеткой. Кристалл NaCl состоит из ионов Na+ и Cl—. В воде этот кристалл распадается на структурные единицы-ионы.

При этом распадаются ионные химические связи и некоторые водородные связи между молекулами воды. Попавшие в воду ионы  Na+ и Cl— вступают во взаимодействие с молекулами воды.

В случае хлорид-ионов можно говорить про электростатическое притяжение дипольных (полярных) молекул воды к аниону хлора, а в случае катионов натрия оно приближается по своей природе к донорно-акцепторному (когда электронная пара атома кислорода помещается на вакантные орбитали иона натрия).

Окруженные молекулами воды ионы покрываются гидратной оболочкой. Диссоциация хлорида натрия описывается уравнением:

NaCl = Na+ + Cl–

При растворении в воде соединений с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе. Например, соляная ксилота диссоциирует на ионы так: HCl = H+ + Cl—.

• 
• При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.
• Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:

Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.

1. α=Nпродисс/Nисх, где:
2. Nпродисс — это число продиссоциировавших молекул,
3. Nисх — это исходное число молекул.
4. По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные  и слабые.
5. Сильные электролиты (α≈1):

1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH3COOK, формиат натрия HCOONa и др.)

2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO3, H2SO4 (по первой ступени), HClO4  и др.;

3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е.

степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ.

В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.

Слабые электролиты (α

Электролитическая диссоциация

Водные растворы некоторых веществ являются проводниками электрического тока. Эти вещества относятся к электролитам. Электролитами являются кислоты, основания и соли, расплавы некоторых веществ.

Растворы некоторых веществ в воде не проводят электрический ток. Такие вещества называют неэлектролитами. К ним относятся многие органические соединения, например сахар и спирты.

Теория электролитической диссоциации

Теория электролитической диссоциации была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом (1887 г.). Основные положения теории С. Аррениуса:

• — электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы;
• — под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к катоду (катионы), а отрицательно заряженные – к аноду (анионы);
• — диссоциация – обратимый процесс
• КА ↔ К+ + А−

Механизм электролитической диссоциации заключается в ион-дипольном взаимодействии между ионами и диполями воды (рис. 1).

Рис. 1. Электролитическая диссоциация раствора хлорида натрия

Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Аналогично диссоциация протекает у молекул, образованных по типу полярной ковалентной связи (характер взаимодействия – диполь-дипольный).

Диссоциация кислот, оснований, солей

При диссоциации кислот всегда образуются ионы водорода (H+), а точнее – гидроксония (H3O+), которые отвечают за свойства кислот (кислый вкус, действие индикаторов, взаимодействие с основаниями и т.д.).

HNO3 ↔ H+ + NO3−

При диссоциации оснований всегда образуются гидроксид-ионы водорода (OH−), ответственные за свойства оснований (изменение окраски индикаторов, взаимодействие с кислотами и т.д.).

1. NaOH ↔ Na+ + OH−
2. Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или катион аммония NH4+) и анионы кислотных остатков.
3. CaCl2 ↔ Ca2+ + 2Cl−
4. Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато.
5. H2SO4 ↔ H+ + HSO4− (I ступень)
6. HSO4− ↔ H+ + SO42- (II ступень)
7. Ca(OH)2 ↔ [CaOH]+ + OH− (I ступень)
8. [CaOH]+ ↔ Ca2+ + OH−

Степень диссоциации

Среди электролитов различают слабые и сильные растворы. Чтобы охарактеризовать эту меру существует понятие и величина степени диссоциации (). Степень диссоциации – отношение числа молекул, продиссоциировавших на ионы к общему числу молекул. часто выражают в %.

= N’ / N

К слабым электролитам относятся вещества, у которых в децимолярном растворе (0,1 моль/л) степень диссоциации меньше 3%.

К сильным электролитам относятся вещества, у которых в децимолярном растворе (0,1 моль/л) степень диссоциации больше 3%.

Растворы сильных электролитов не содержат непродиссоциировавших молекул, а процесс ассоциации (объединения) приводит к образованию гидратированных ионов и ионных пар.

На степень диссоциации оказывают особое влияние природа растворителя, природа растворенного вещества, температура (у сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации снижается, а у слабых – проходит через максимум в области температур 60oС), концентрация растворов, введение в раствор одноименных ионов.

Амфотерные электролиты

Существуют электролиты, которые при диссоциации образуют и H+, и OH− ионы. Такие электролиты называют амфотерными, например: Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и т.д.

H++RO− ↔ ROH ↔ R+ + OH−

Ионные уравнения реакций

• Реакции в водных растворах электролитов – это реакции между ионами – ионные реакции, которые записывают с помощью ионных уравнений в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах. Например:
• BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 ↓ + 2NaCl (молекулярная форма)
• Ba2+ + 2Cl− + 2Na+ + SO42- = BaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl− (полная ионная форма)
• Ba2+ + SO42- = BaSO4 ↓ (сокращенная ионная форма)

Водородный показатель pH

1. Вода – слабый электролит, поэтому процесс диссоциации протекает в незначительной степени.
2. H2O ↔ H+ + OH−
3. К любому равновесию можно применить закон действующих масс и записать выражение для константы равновесия:
4. K = [H+][OH−]/[H2O]
5. Равновесная концентрация воды – величина постоянная, слеовательно.
6. K[H2O] = [H+][OH−] = KW
7. Кислотность (основность) водного раствора удобно выражать через десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком.

   Эта величина называется водородным показателем (рН):

8. рН = — lg[H+]
9. Если раствор нейтральный, то [H+]=[OH−] =10-7, рН =7.
10. Если среда кислая [H+] > 10-7, рН < 7.
11. Если среда щелочная [H+] < 10-7, рН > 7

Примеры решения задач

Диссоциация кислот

Примеры решения задач…

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

HF ↔ H+ + F- HNO3 ↔ H+ + NO3-

• Именно ионы водорода придают кислотам их характерные свойства: кислый вкус, окрашивание индикатора в красный цвет и проч.
• Отрицательные ионы (анионы), отщепляемые от молекулы кислоты, составляеют кислотный остаток.
• Одной из характеристик диссоциации кислот является их оснОвность — число ионов водорода, содержащихся в молекуле кислоты, которые могут образоываваться при диссоциации:

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

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

Ступенчатая диссоциация двухосновной кислоты:

H2SO4 ↔ H+ + HSO4- HSO4- ↔ H+ + HSO42-

Ступенчатая диссоциация трехосновной кислоты:

H3PO4 ↔ H+ + H2PO4- H2PO4- ↔ H+ + HPO42- HPO42- ↔ H+ + PO43-

При диссоциации многоосновных кислот самая высокая степень диссоциации приходится на первую ступень. Например, при диссоциации фосфорной кислоты степень диссоциации первой ступени равняется 27%; второй — 0,15%; третьей — 0,005%.

• Таблица названий кислот и их анионов

Диссоциация оснований

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

NaOH ↔ Na+ + OH-

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

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

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

Zn(OH)2 ↔ ZnOH+ + OH- ZnOH+ ↔ Zn2+ + OH-

Некоторые вещества, в зависимости от условий, могут выступать, как в роли кислот (диссоциировать с отщеплением катионов водорода), так и в роли оснований (диссоциировать с отщеплением гидроксид-ионов). Такие вещества называются амфотерными (см. Кислотно-основные реакции).

Диссоциация Zn(OH)2, как основания:

Zn(OH)2 ↔ ZnOH+ + OH- ZnOH+ ↔ Zn2+ + OH-

Диссоциация Zn(OH)2, как кислоты:

Zn(OH)2 + 2H2O ↔ 2H+ + [Zn(OH)4]2-

Диссоциация солей

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

Классификация диссоциации солей:

• Нормальные (средние) соли получаются полным одновременным замещением всех атомов водорода в кислоте на атомы металла — это сильные электролиты, полностью диссоциируют в воде с образованием катоинов металла и однокислотного остатка: NaNO3, Fe2(SO4)3, K3PO4.
• Кислые соли содержат в своем составе кроме атомов металла и кислотного остатка, еще один (несколько) атомов водорода — диссоциируют ступенчато с образованием катионов металла, анионов кислотного остатка и катиона водорода: NaHCO3, KH2PO4, NaH2PO4.
• Основные соли содержат в своем составе кроме атомов металла и кислотного остатка, еще одну (несколько) гидроксильных групп — диссоциируют с образованием катионов металла, анионов кислотного остатка и гидроксид-иона: (CuOH)2CO3, Mg(OH)Cl.
• Двойные соли получаются одновременным замещением атомов водорода в кислоте на атомы различных металлов: KAl(SO4)2.
• Смешанные соли диссоциируют на катионы металла и анионы нескольких кислотных остатков: CaClBr.

Диссоциация нормальной соли: K3PO4 ↔ 3K+ + PO43- Диссоциация кислой соли: NaHCO3 ↔ Na+ + HCO3- HCO3- ↔ H+ + CO32- Диссоциация основной соли: Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH)+ + Cl- Mg(OH)+ ↔ Mg2+ + OH- Диссоциация двойной соли: KAl(SO4)2 ↔ K+ + Al3+ + 2SO42- Диссоциация смешанной соли: CaClBr ↔ Ca2+ + Cl- + Br-

Примеры решения задач…

См. далее: Диссоциация воды…

Электролитическая диссоциация

Распад молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя называется электролитической диссоциацией. Вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

К ним относятся вода, кислоты, основания и  соли. При растворении в воде молекулы электролитов диссоциируют на положительные ионы – катионы и отрицательные – анионы.  Процесс электролитической диссоциации  обусловлен взаимодействием веществ с водой или другим растворителем, что приводит к образованию гидратированных ионов.

• Так, ион водорода образует ион гидроксония:
• Н+ + Н2О « Н3О+.
• Для упрощения ион гидроксония  записывают без указания молекул воды, то есть Н+.
• NaCl + nH2O ® Na+(H2O)x + Cl–(H2O)n-x,
• или принята запись: NaCl « Na+ + Cl–.
• Диссоциация кислот, оснований, солей
• Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода. Например,
• HNO3 « H+ + NO3–
• Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Например сероводородная кислота диссоциирует ступенчато:
• H2S « H+ + HS– (первая ступень)
• HS– « H+ + S2– (вторая ступень)

Диссоциация многоосновных кислот протекает, главным образом, по первой ступени. Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона от нейтральной молекулы , минимальна и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.

1. Основаниями называются электролиты, диссоциирующие в растворе, которые в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы. Например,
2. NaOH ® Na+ + OH–
3. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато
4. Mg(OH)2 « MgOH+ + OH– (первая ступень)
5. MgOH+ « Mg2+ + OH– (вторая ступень)
6. Ступенчатая диссоциация  кислот и оснований объясняет образование кислых и основных солей.

Существуют электролиты, которые диссоциируют одновременно как основные и как кислотные. Они называются амфотерными.

• H+ + RO– « ROH « R+ + OH–
• Амфотерность объясняется малым различием прочности связей R–H и О–Н.
• К амфотерным электролитам относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома (III), олова (II, IV), свинца (II, IV) и др.
• Диссоциацию амфотерного гидроксида, например Sn(OH)2, можно выразить уравнением:
• 2H+ + SnO22– « Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–
•            +2H2O ¯                                           основные свойства
•               2H+ + [Sn(OH)4]2–
•                     кислотные свойства
• Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов, или комплексные катионы, и анионы кислотных остатков, или комплексные анионы.
• Средние соли, растворимые в воде, диссоциируют практически полностью
• Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–
• (NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–
• Кислые соли диссоциируют ступенчато, например:
• NaHCO3 « Na+ + HCO3– (первая ступень)
• Анионы  кислых солей в дальнейшем диссоциируют незначительно:
• HCO3– « H+ + CO32– (вторая ступень)
• Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением
• CuOHCl « CuOH+ + Cl– (первая ступень)
• CuOH+ « Cu+2 + OH– (вторая ступень)
• Катионы основных солей по второй ступени диссоциируют в незначительной степени.
• Двойные соли – это электролиты, которые при диссоциации образуют два типа катионов металла. Например
• KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.
• Комплексные соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются два типа ионов: простой и комплексный. Например:
• Na2[Zn(OH)4] « 2Na+ + [Zn(OH)4)]2–
• Количественной характеристикой электролитической  диссоциации является степень диссоциации a, равная  отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N)

1. Степень диссоциации выражается в долях единицы или процентах.
2. По степени диссоциации все электролиты делятся на сильные (a>30%), слабые (a