Как сделать уравнение диссоциации кислоты

Обновлено: 05.07.2024

Как известно из курса физики, электрическим током называют упорядоченное движение заряженных частиц. В случае металлов, электропроводность обеспечивается подвижными электронами в кристалле, слабо связанными c ядрами атомов, что позволяет им направленно двигаться под действием разности потенциалов.

Кроме металлов, существуют также вещества растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Такие вещества называют электролитами.

Электролиты — вещества, расплавы или водные растворы которых проводят электрический ток.

Но за счет чего обеспечивается электрическая проводимость расплавов и растворов электролитов?

Рассмотрим такое соединение как хлорида натрия. Это вещество характеризуется ионным строением. В узлах его структурной решетки находятся попеременно в шахматном порядке катионы натрия и анионы хлора:

Na + Cl − ↔ Na + + Cl −

Однако, добиться диссоциации хлорида натрия можно не только его плавлением, но также и его растворением в воде. Но каким образом, это становится возможным? Ведь для того чтобы произошло разрушение кристаллической решетки требуется сообщить ей энергию, что и происходило при расплавлении. Откуда же берется энергия на разрушение решетки в случае растворения?

или более упрощенно:

NaCl ↔ Na + + Cl − (участвующие в гидратации кристалла NaCl и ионов молекулы воды не записываются)

Если энергия, выделяющаяся при гидратации кристалла, меньше энергии кристаллической решетки, то его растворение и диссоциация становятся невозможными. Например, поверхность кристалла сульфата бария, помещенного в водную среду, также покрывается молекулами воды, но выделяющаяся в результате этого энергия недостаточна отрыва ионов Ba 2+ и SO4 2- из кристаллической решетки и, как следствие, становится невозможно его растворение (на самом деле возможно, но в крайне малой степени, т.к. абсолютно нерастворимых веществ не бывает).

Аналогичным образом диссоциация осуществляется также гидроксидами металлов. Например:

Помимо веществ ионного строения, электролитически диссоциировать способны также и некоторые вещества молекулярного строения с ковалентным полярным типом связи, а именно кислоты. Как и в случае ионных соединений, причина образования ионов из электронейтральных молекул кроется в их гидратации. Существование гидратированных ионов энергетически более выгодно, чем существование гидратированных молекул. Например, диссоциация молекулы соляной кислоты выглядит примерно следующим образом:

Гидратация катионов водорода настолько сильна, что можно говорить не просто о катионе водорода, окружённом молекулами воды (как это было с катионами натрия), а о полноценной частице – ионе гидроксония H3O + , содержащей три полноценные ковалентные связи H-О, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, уравнение диссоциации соляной кислоты правильнее записывать так:

Тем не менее, даже в этом случае, чаще всего, уравнение диссоциации соляной кислоты, впрочем, как и любой другой, записывают, игнорируя явное участие в диссоциации кислот молекул воды.

Диссоциация многоосновных кислот протекает ступенчато, например:

Таким образом, как мы уже выяснили, к электролитам относят: соли, кислоты и основания.

Для описания способности электролитов к электролитической диссоциации используют величину, которая называется степенью диссоциации (α).

Степень диссоциации – отношение числа продиссоциировавших частиц, к общему числу растворенных частиц.

При растворении в воде некоторые вещества имеют способность проводить электрический ток.

Те соединения, водные растворы которых способны проводить электрический ток называются электролитами.

Электролиты проводят ток за счет так называемой ионной проводимости, которой обладают многие соединения с ионным строением (соли, кислоты, основания).

Вещества, имеющие сильнополярные связи, но в растворе при этом подвергаются неполной ионизации (например, хлорид ртути II) являются слабыми электролитами.

Многие органические соединения (углеводы, спирты), растворенные воде, не распадаются на ионы, а сохраняют свое молекулярное строение. Такие вещества электрический ток не проводят и называются неэлектролитами.

Приведем некоторые закономерности, руководствуясь которыми можно определить относятся вещества к сильным или слабым электролитам:

  1. Кислоты. К сильным кислотам из наиболее распространенных относятся HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4. Все они являются сильными электролитами. Почти все остальные кислоты, в том числе и органические являются слабыми электролитами.
  2. Основания. Наиболее распространенные сильные основания – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (исключая Be) относятся к сильным электролитам. Слабый электролит – NH3.
  3. Соли. Большинство распространенных солей – ионных соединений — сильные электролиты. Исключения составляют, в основном, соли тяжелых металлов.

Теория электролитической диссоциации

Электролиты, как сильные, так и слабые и даже очень сильно разбавленные не подчиняются закону Рауля и принципу Вант-Гоффа.

Имея способность к электропроводности, значения давления пара растворителя и температуры плавления растворов электролитов будут более низкими, а температуры кипения более высокими по сравнению с аналогичными значениями чистого растворителя. В 1887 г С. Аррениус, изучая эти отклонения, пришел к созданию теории электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация предполагает, что молекулы электролита в растворе распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы, которые названы соответственно катионами и анионами.

Сущность теории электролитической диссоциации

  1. В растворах электролиты распадаются на ионы, т.е. диссоциируют. Чем более разбавлен раствор электролита, тем больше его степень диссоциации.
  2. Диссоциация — явление обратимое и равновесное.
  3. Молекулы растворителя бесконечно слабо взаимодействуют (т.е. растворы близки к идеальным).

Степень диссоциации электролита зависит от:

  • природы самого электролита
  • природы растворителя
  • концентрации электролита
  • температуры.

Степень диссоциации

Степень диссоциации α, показывает какое число молекул n распалось на ионы, по сравнению с общим числом растворенных молекул N:

  • Степень диссоциации равна 0 α = 0 означает, что диссоциация отсутствует.
  • При полной диссоциации электролита степень диссоциации равна 1 α = 1.

С точки зрения степени диссоциации, по силе электролиты делятся на:

K = [A — ] a ·[B + ] b /[Aa Bb]

Для слабых электролитов концентрация каждого иона равна произведению степени диссоциации α на общую концентрацию электролита С.

Таким образом, выражение для константы диссоциации можно преобразовать:

K = α 2 C/(1-α)

Для разбавленных растворов (1-α) =1, тогда

K = α 2 C

Отсюда нетрудно найти степень диссоциации

α = (K/C) 1/2

Ионно–молекулярные уравнения

Как составить полное и сокращенное ионные уравнения

Рассмотрим несколько примеров реакций, для которых составим молекулярное, полное и сокращенное ионное уравнения.

1) Пример нейтрализации сильной кислоты сильным основанием

1. Процесс представлен в виде молекулярного уравнения.

HCl + NaOH = NaCl + HOH

2. Представим процесс в виде полного ионного уравнения. Т.е. запишем в ионном виде все соединения — электролиты, которые в растворе полностью ионизированы.

H + + Cl — +Na + + OH — = Na + + Cl — + HOH

H + + OH — = HOH

Мы видим, что процесс нейтрализации сводится к соединению H + и OH — и образованию воды.

При составлении ионных уравнений следует помнить, что в ионном виде записываются только сильные электролиты. Слабые электролиты, твердые вещества и газы записываются в их молекулярном виде.

2) Пример реакции осаждения

Смешаем водные растворы AgNO3 и HI:

Молекулярное уравнениеAgNO3 + HI →AgI↓ + HNO3
Полное ионное уравнениеAg + + NO3 — + H + + I — →AgI↓ + H + + NO3 —
Сокращенное ионное уравнениеAg + + I — →AgI↓

Процесс осаждения сводится к взаимодействию только Ag + и I — и образованию нерастворимого в воде AgI.

Чтобы узнать способно ли интересующее нас вещество растворяться в воде, необходимо воспользоваться таблицей растворимости кислот, солей и оснований в воде. В приведенной таблице также указан цвет образуемого осадка, сила кислот и оснований и способность анионов к гидролизу.

Пример образования летучего соединения

Рассмотрим третий тип реакций, в результате которой образуется летучее соединение. Это реакции взаимодействия карбонатов, сульфитов или сульфидов с кислотами. Например,

Молекулярное уравнениеNa2SO3 + 2HI → 2NaI + SO2↑ + H2O
Полное ионное уравнение2Na + + SO3 2- + 2H + + 2I — → 2Na + + 2I — + SO2↑ + H2O
Сокращенное ионное уравнениеSO3 2- + 2H + → SO2↑ + H2O

Отсутствие взаимодействия между растворами веществ

При смешении некоторых растворов ионных соединений, взаимодействия между ними может и не происходить, например

Молекулярное уравнениеCaCl2 + 2NaI = 2NaCl +CaI2
Полное ионное уравнениеCa 2+ + Cl — + 2Na + + I — = 2Na + + Cl — + Ca 2+ + 2I —
Сокращенное ионное уравнениеотсутствует

Условия протекания реакции (химического превращения)

Итак, подводя итог, отметим, что химические превращения наблюдаются в случаях, если соблюдается одно из следующих условий:

Ключевые слова конспекта: электролитическая диссоциация, теория, электролиты, неэлектролиты, определения основаниям, кислотам и солям как электролитам, степень диссоциации, степень электролитической диссоциации.

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Электрический ток – это направленное движение заряженных частиц. В металлах такое направленное движение осуществляется за счёт относительно свободных электронов. Но проводить электрический ток могут не только металлы.

Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

Почему же электролиты проводят электрический ток?

В 1887 г. шведский учёный Сванте Аррениус сформулировал положения теории электролитической диссоциации. Основная идея этой теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Электропроводность электролитов обусловлена именно наличием в растворе свободных ионов, которые и являются носителями зарядов.

В дальнейшем теория электролитической диссоциации совершенствовалась. Современная теория водных растворов электролитов, кроме теории С. Аррениуса, включает в себя представления о гидратации ионов (И. А. Каблуков, В. А. Кистяковский) и теорию сильных электролитов (П. Й. Дебай, Э. А. Хюккель, 1923 г.).

Основными положениями теории электролитической диссоциации являются следующие:

  1. Электролиты в растворах под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Такой процесс называется электролитической диссоциацией. Диссоциация также может происходить при плавлении твёрдых электролитов (термическая диссоциация электролитов).
  2. Ионы отличаются от атомов по составу и по свойствам. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии. Ионы в гидратированном состоянии отличаются по свойствам от ионов в газообразном состоянии вещества.
  3. В растворах или расплавах электролитов ионы движутся хаотично, но при пропускании через раствор или расплав электролита электрического тока ионы движутся направленно: катионы – к катоду, анионы – к аноду.

ОПРЕДЕЛЕНИЯ ОСНОВАНИЙ, КИСЛОТ И СОЛЕЙ

В свете теории электролитической диссоциации можно дать определения основаниям, кислотам и солям как электролитам.

Основания – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид анионов – гидроксид-анионы OH – :

КОН = К + + OH –
Са(ОН)2 = Са 2+ + 2 OH –

Кислоты – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид катионов – катионы водорода Н + (точнее – катионы гидроксония H3O + ).

Катион гидроксония образуется при взаимодействии Н + с молекулой H2O. В результате образуется ещё одна ковалентная связь кислорода с водородом по донорно-акцепторному механизму:

Примеры диссоциации кислот:

НCl = Н + + Cl – или НCl + H2O = H3O + + Cl –
НСlO4 = Н + + СlO4 – или НСlO4 + H2O = H3O + + СlO4 –

Соли – это электролиты, диссоциирующие в водном растворе на катионы металлов и анионы кислотного остатка.


Средние соли диссоциируют с образованием только катионов металла и анионов кислотного остатка. Например:

Соли аммония вместо катиона металла содержат катион аммония. Например:

NH4Cl = NH4 + + Cl –

Основные соли диссоциируют с образованием катионов металла, анионов ОН– и анионов кислотного остатка:


Суммарное уравнение: AlOНCl2 = Al 3+ + ОН – + 2Cl –

Кислые соли диссоциируют с образованием катионов металла, катионов водорода (гидроксония) и анионов кислотного остатка. Например:


Суммарное уравнение: Са(НСO3)2 + 2H2O = Са 2+ + 2H3O + + 2СО3 2–

Двойные соли – соли, в результате диссоциации которых образуются катионы нескольких металлов (или аммония и какого–либо металла) и анионы одного кислотного остатка. Например, сульфат калия–хрома (хромокалиевые квасцы):

Смешанные соли – соли, в результате диссоциации которых образуются катионы какого-либо металла и анионы нескольких кислотных остатков. Например, хлорид-гипохлорит кальция (хлорная известь):

СаСlOCl = Са 2+ + Cl – + СlO –

При растворении одних электролитов диссоциация происходит практически полностью. Такие электролиты называют сильными. При растворении других электролитов диссоциация происходит в незначительной мере, их называют слабыми.

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ

Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации.


Степень электролитической диссоциации (α) – отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы (nрасп.), к количеству вещества электролита, поступившего в раствор (nобщ.):

Степень диссоциации также выражают в процентах, тогда 0%


Составление уравнений диссоциации кислот. (Алгоритм 1.)
Составление уравнений диссоциации щелочей (растворимых оснований). (Алгоритм 2.)
Составление уравнений диссоциации солей. (Алгоритм 3.)
Задания для самоконтроля.

1.2. Реакции ионного обмена.

Составление ионных уравнений реакций. (Алгоритм 4.)
Составление уравнений реакций, характеризующих общие химические свойства кислот. (Алгоритм 5.)
Составление уравнений реакций, характеризующих общие химические свойства щелочей. (Алгоритм 6.)
Составление уравнений реакций, характеризующих общие химические свойства солей. (Алгоритм 7.)
Задания для самоконтроля.

1.3. Качественные реакции.

1.4. Гидролиз солей.

Определение реакции среды раствора соли. (Алгоритм 8.)
Задания для самоконтроля.

2. Закономерности течения химических реакций.

2.1. Скорость химической реакции.

Вычисление скорости химической реакции. (Алгоритм 14.)
Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагентов. (Алгоритм 15.)
Зависимость скорости реакции от температуры. (Алгоритм 16.)
Задания для самоконтроля.

2.2. Термохимические уравнения.

Вычисление теплового эффекта реакции по известному термохимическому уравнению. (Алгоритм 17.)
Составление термохимического уравнения. (Алгоритм 18.)
Вычисление теплоты сгорания вещества. (Алгоритм 19.)
Вычисление теплоты образования вещества. (Алгоритм 20.)
Вычисление теплового эффекта реакции по закону Гесса. (Алгоритм 21.)
Задания для самоконтроля.

2.3. Химическое равновесие.

Использование принципа Ле-Шателье. (Алгоритм 22.)
Вычисление константы равновесия реакции. (Алгоритм 23.)
Вычисление исходных концентраций веществ. (Алгоритм 24.)
Задания для самоконтроля.

3. Галогены.

3.1. Характеристика подгруппы галогенов.

Характеристика галогенов по положению в периодической системе химических элементов и строению атомов. (Алгоритм 25.)

3.2. Характеристика веществ.

3.3. Некоторые соединения галогенов и их свойства.

Определение массы и плотности газа. (Алгоритм 26.)
Использование объемных отношений газов. (Алгоритм 27.)
Определение выхода продукта. (Алгоритм 28.)
Определение состава смеси. (Алгоритм 29.)
Задания для самоконтроля.

4. Подгруппа кислорода.

5. Подгруппа азота.

5.1. Некоторые соединения азота и их свойства.

6. Подгруппа углерода.

7. Общие свойства металлов.

7.1. Электролиз расплавов.

Электролиз расплавов солей. (Алгоритм 30.)
Электролиз расплавов щелочей. (Алгоритм 31.)

7.2. Электролиз растворов.

Электролиз водного раствора соли. (Алгоритм 32.)
Электролиз водного раствора щелочи. (Алгоритм 33.)
Задания для самоконтроля.

8. Металлы главных подгрупп.

9. Металлы побочных подгрупп.

9.1. Свойства некоторых соединений металлов побочных подгрупп.

10. Металлургия.

11. Введение в органическую химию.

11.1. Предмет органической химии.
11.2. Изомерия.
11.3. Классификация органических соединений.
11.4. Углеводороды.
11.5. Гомологический ряд алканов (предельных углеводородов).
11.6. Ненасыщенные углеводороды.
11.7. Спирты, карбоновые кислоты.
11.8. Жиры.
11.9. Углеводы, белки.

Литература.

Введение

1. Электролитическая диссоциация

Знать: сущностъ процесса электролитической диссоциации; смысл ионных уравнений в свете представлений об электролитической диссоциации и о строении вещества; важнейшие свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации; качественные реакции на катионы Li + , Na + , К + , Са 2+ , Ва 2+ , Сu 2+ , Аg + , Аl 3+ , NН 4+ , Fe 2+ , Fe 3+ и анионы , , Сl – , Br – , I – ; условия протекания реакций ионного обмена.
Уметь: составлять уравнения диссоциации кислот, щелочей, солей; составлять полные и сокращенные ионные уравнения реакций; характеризовать общие свойства кислот, оснований, солей и выполнять химические опыты, подтверждающие эти свойства; вычислять по химическим уравнениям массу (объем, количество вещества) продукта, если одно из исходных веществ взято в избытке.
Основные понятия: электролиты, неэлектролиты, электролитическая диссоциация, катион, анион, диполь, донор, акцептор, донорно-акцепторный механизм образования химической связи, ион гидроксония, гидратированный ион, кристаллогидрат, кристаллизационная вода, степень электролитической диссоциации, реакции ионного обмена, качественные реакции, гидролиз солей, сильные и слабые электролиты.
Содержание катионов гидроксония и гидроксид-ионов выражают через водородный показатель рН. Значение этого показателя рассчитывают по концентрации катионов гидроксония или гидроксид-ионов по формуле:
рН = –lg [H3O + ] = 14 + lg [OH – ]. В чистой воде значение рН равно 7, в кислотной меньше 7, а в щелочной больше 7.

Окраска индикаторов в различных средах

Контрольные вопросы

1. Что называют степенью диссоциации электролита? От чего она зависит?
2. Приведите примеры сильных и слабых электролитов.
3. Напишите уравнение диссоциации воды.
4. Чем различаются атомы и ионы?
5. Назовите окрашенные ионы.
6. Дайте определение катионам и анионам.
7. Как протекают реакции ионного обмена?
8. Назовите условия протекания ионных реакций до конца.
9. Как определить заряд иона электролита? От чего он зависит?
10. Как определить растворимость вещества в воде?
11. Перечислите свойства кислот, назовите главный действующий ион кислот.
12. Перечислите свойства щелочей, назовите их главный действующий ион.
13. Перечислите свойства солей, вспомните способы их получения.
14. Как амфотерные гидроксиды взаимодействуют с растворами щелочей?
15. Что называют гидролизом солей?
16. Какие соли могут подвергаться гидролизу? Приведите примеры уравнений реакций.
17. Какие вещества называют кристаллогидратами?
18. Перечислите формулы и названия наиболее известных кристаллогидратов.
19. Как ведут себя кристаллогидраты при нагревании?
20. Как вычислить молекулярную массу кристаллогидрата?
21. Как вывести молекулярную формулу кристаллогидрата по массовым долям безводной соли и воды?

1.1. Уравнения диссоциации электролитов

Диссоциация протекает в растворах и расплавах.
Растворимые кислоты диссоциируют на ионы водорода и ионы кислотных остатков.
Растворимые основания распадаются на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные гидроксид-ионы.
Средние соли диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков.
Кислые соли распадаются на катионы металлов и водорода и анионы кислотных остатков.
Катионами являются ионы металлов и водорода Н + .
Анионами являются ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы ОН – .
Заряд иона численно равен валентности иона в данном соединении.
При составлении уравнений диссоциации пользуйтесь таблицей растворимости.
В химической формуле сумма зарядов положительно заряженных ионов равна сумме зарядов отрицательно заряженных ионов.

Составление уравнений диссоциации кислот.
(Алгоритм 1.)

Задание. Составьте уравнение диссоциации HNO3 и H2SO4.

Составление уравнений диссоциации щелочей
(растворимых оснований).
(Алгоритм 2.)

Растворимые основания – это гидроксиды, образованные ионами активных металлов:
одновалентных: Li + , Nа + , К + , Rb + , Сs + , Fr + ;
двухвалентных: Са 2+ , Sr 2+ , Ва 2+ .
Задание. Запишите уравнения диссоциации гидроксида натрия и гидроксида бария.

Составление уравнений диссоциации солей.
(Алгоритм 3.)

Задание. Запишите уравнение диссоциации хлорида бария, сульфата алюминия, гидрокарбоната калия.

Задания для самоконтроля

1. Составьте уравнения диссоциации следующих электролитов: нитрата цинка, карбоната натрия, гидроксида кальция, хлорида стронция, сульфата лития, сернистой кислоты, хлорида меди(II), сульфата железа(III), фосфата калия, сероводородной кислоты, бромида кальция, гидроксихлорида кальция, нитрата натрия, гидроксида лития.
2. Разделите вещества на электролиты и неэлектролиты: K3PO4, HNO3, Zn(OH)2, BaCl2, Al2O3, Cr2(SO4)3, NO2, FeBr3, H3PO4, BaSO4, Cu(NO3)2, O2, Sr(OH)2, NaHSO4, CO2, AlCl3, ZnSO4, KNO3, KHS.
Назовите вещества-электролиты.
3. Составьте формулы веществ, которые могут быть образованы следующими ионами:

Назовите вещества, составьте уравнения их диссоциации.

Ответы на задания для самоконтроля

1.

2. Электролиты: K3PO4 – фосфат калия, HNO3 – азотная кислота, BaCl2 – хлорид бария, Cr2(SO4)3 – сульфат хрома(III), FeBr3 – бромид железа(III), H3PO4 – фосфорная кислота, Сu(NO3)2 – нитрат меди(II), Sr(OH)2 – гидроксид стронция, NaHSO4 – гидросульфат натрия, AlCl3 – хлорид алюминия, ZnSO4 – сульфат цинка, KNO3 – нитрат калия, KHS – гидросульфид калия, Zn(OH)2 – гидроксид цинка, BaSO4 – сульфат бария.
Неэлектролиты: Al2O3, NO2, O2, CO2.

Читайте также: