Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.
Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году.
Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.
Основные положения ТЭД (Теории электролитической диссоциации):
1. Молекулы распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (простые и сложные).
2. Под действием электрического тока катионы (положительно заряженные ионы движутся к катоду(-), а анионы (отрицательно заряженные ионы) к аноду(+)
3. Степень диссоциации зависит от природы вещества и растворителя, концентрации, температуры.
Количественной характеристикой силы электролитов является степень диссоциации (α) – отношение молярной концентрации продиссоциировавшего электролита к его общей молярной концентрации в растворе.
|
|
Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах. Интервал значений – от 0 до 100%.
α = 0% относится к неэлектролитам (диссоциация отсутствует)
0% <α < 100% относится к слабым электролитам (диссоциация неполная)
α = 100% относится к сильным электролитам (полная диссоциация)
Так же стоит помнить про количество ступеней диссоциации, например:
Диссоциация раствора H2SO4
H2 SO4⇄H++HSO4-
HSO4-⇄H++SO42-
У каждой ступени диссоциации своя степень диссоциации.
Например, диссоциация солей CuCl2, HgCl2:
CuCl2⇄Cu2++2Cl- диссоциация протекает полностью
У многоосновных кислот и многокислотных оснований диссоциация идёт в несколько ступеней (в зависимости от основности).
Перечислим сильные и слабые кислоты и приступим к уравнениям ионного обмена:
Сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO3, HBrO3, HIO3, HClO4, H2SO4, H2SeO4,HNO3, HMnO4, H2Cr2O7)
Слабые кислоты (HF, H2S, H2Se, HClO, HBrO, H2SeO3, HNO2,H3PO4, H4SiO4, HCN, H2CO3, CH3COOH)
Химические реакции в растворах и расплавах электролитов протекают с участием ионов. В таких реакциях степени окисления элементов не изменяются, и сами реакции называются реакциями ионного обмена.
Реакции ионного обмена будут протекать до конца (необратимо), если образуются малорастворимые или практически нерастворимые вещества (они выпадают в осадок), летучие вещества (выделяются в виде газов) или слабые электролиты (например, вода).
Реакции ионного обмена принято писать в три стадии:
1. Молекулярное уравнение
2. Полное ионное уравнение
3. Сокращенное ионное уравнение
|
|
При написании обязательно указывать осадки и газы, а так же руководствоваться таблицей растворимости.
Реакции, где все реагенты и продукты получились растворимые в воде, не протекают.
Несколько примеров: (выделить, Ctrl + левая кнопка мыши)
Na2CO3+H2SO4→Na2 SO4+CO2↑+H2O
2Na++CO32-+2H++SO42-→2Na++SO42-+CO2↑+H2O
CO32-+2H+→CO2↑+H2O
Сокращённое ионное уравнение получается с помощью вычёркивания одинаковых ионов из обеих частей полного ионного уравнения.
Если реакция ионного обмена идёт между двумя солями с образованием осадка, то следует брать два хорошо растворимых реагента. То есть, реакция ионного обмена пойдёт если растворимость реагентов будет выше, чем у одного из продуктов.
Ba(NO3)2+Na2 SO4→BaSO4↓+2NaNO3
Иногда при написании реакций ионного обмена пропускают полное ионное уравнение и сразу пишут сокращенное.
Ba2++SO42-→BaSO4↓