Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты - Обобщающие схем-конспекты по теме "Электролитическая диссоциация"

Количественно процесс диссоциации вещества в растворе можно оценить по степени диссоциации а. Ее рассчитывают как отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества и выражают в процентах.

Степень диссоциации а зависит от природы химической связи в кристаллах или молекулах растворенного вещества и растворителя. Чем полярнее эта связь, тем выше значение а. При разбавлении растворов а увеличивается (см. график, где с--концентрация раствора).

В зависимости от величины степени диссоциации все электролиты классифицируют на сильные (а>30 %), средней силы (а от 2 до 30 %), слабые (а<2 %).

ОС-П. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды и соли как электролиты (см. с. 27)

1. Кислоты

Кислоты -- электролиты, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов образуются только катионы водорода (протоны). Наличием катионов водорода в растворах кислот и объясняются их общие свойства, в частности изменение окраски индикаторов.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем по первой ступени степень диссоциации всегда больше, чем по последующим.

Процесс диссоциации кислот в водных растворах сопровождается донорно-акцепторным взаимодействием положительно поляризованных атомов водорода с молекулами воды, в результате чего образуются гидратированные ионы водорода (ионы гидроксония).

2. Основания

Основания--электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы ОН-. Двухкислотные основания диссоциируют ступенчато. При этом, как и в случае многоосновных кислот. Растворимые основания (щелочи) изменяют окраску индикаторов. Термины "амфотерность", "амфолит" отражают кислотно-основную двойственность вещества. Этот же корень содержится в слове "амфибия", о чем напоминает изображение лягушки. Амфотерные гидроксиды плохо растворимы в воде и не изменяют окраски индикаторов. Это слабые электролиты. Их двойственность проявляется в способности диссоциировать как по основному, так и по кислотному типу. В кислой среде усиливается диссоциация по основному типу, в щелочной -- по кислотному (с образованием гидроксокомплексных анионов, например [Al(OH)6]ff-, [Zn(OH)4]2-.4.

Сравнение графических формул кислородсодержащих кислот (например, H2SO4), амфотерных гидроксидов (Zn(OH)j) и оснований (Са(ОН)г) позволяет установить сходство в их строении: наличие одинаковой последовательности соединения атомов Н--О--Э. Это позволяет объединить указанные группы веществ общим понятием -- гидроксиды. Способность гидроксидов к диссоциации по кислотному, основному или амфотерному типу зависит от сравнительной полярности связей Н--О и О--Э. Если связь Н--О более полярна, чем О--Э, (разность между относительной электроотрицательностью кислорода и водорода (Дг ОЭО) больше разности ОЭО кислорода и элемента (Дг ОЭО), то гидроксид диссоциирует в водном растворе как кислота (отщепляя Нойоны). Если связь О,--Э более полярна, чем О--Н (Д2 ОЭО>Д ОЭО), то гидроксид диссоциирует по основному типу. И, наконец, если связи Н--О и О--Э примерно равнополярны (Д| ОЭО" "Дг ОЭО), гидроксид проявляет амфотерные свойства (амфолит).

5. Соли

В зависимости от состава соли подразделяют на средние, кислые и основные. Все соли -- сильные электролиты. Средние соли диссоциируют нацело на катионы металлов и анионы кислотных остатков. Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато: по первой ступени -- как сильные электролиты (кислые соли -- на катионы металлов и гидроанионы, основные -- на гидроксо-катионы и анионы кислотных остатков); вторая ступень -- диссоциация гидроанионов (в случае кислых солей) или гидроксокатионов (в случае основных). Эти частицы обычно -- слабые электролиты (ai>a2).

С-НГ. Реакции ионного обмена (см. с. 28)

1. Реакции ионного обмена

Реакции в растворах электролитов идут между ионами и направлены в сторону их большего "связывания" (образования нерастворимого вещества, газа или слабого электролита). Такие реакции практически необратимы, идут до конца. Ионные реакции, протекание которых не приводит к связыванию ионов, обратимы, не идут до конца.

2. Ионные уравнения

Реакции ионного обмена описываются как молекулярными, так и ионными уравнениями. Ионное уравнение составляют на основе молекулярного (с учетом коэффициентов). При этом согласно принятым правилам в ионном виде записывают формулы только сильных, хорошо растворимых электролитов. Формулы неэлектролитов (например, оксидов), а также слабых электролитов, малорастворимых и газообразных соединений записывают в молекулярном виде.

Краткое ионное уравнение получают после сокращения одинаковых членов в левой и правой частях полного ионного уравнения. Краткое ионное уравнение выражает суть реакции ионного обмена.

OC-IV. Гидролиз солей (см. с. 29)

1. Понятие о гидролизе

Вода -- слабый электролит. В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны (спиртовой раствор индикатора окраску не изменяет). В растворах солей это равновесие может быть нарушено, если соль образована слабым основанием или слабой кислотой.

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита и смещению ионного равновесия воды, называется гидролизом. Гидролиз солей -- частный случай ионных реакций.

Гидролизу подвергаются лишь те соли, в составе которых есть ион слабого основания (гидролиз по катиону) или слабой кислоты (гидролиз по аниону), так как только при этом условии происходит связывание ионов соли "противоионами" воды в слабый электролит; "несвязанные" ионы воды создают в растворах солей либо кислую, либо щелочную реакцию.

    2. Влияние ионного состава солей на их взаимодействие с водой А) соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, гидролизуются по аниону. Это обратимый процесс. Краткое ионное уравнение (в общем виде) отражает взаимодействие одного аниона слабой кислоты с одной молекулой воды, приводящее к присоединению протона и образованию одной молекулы слабой одноосновной кислоты или одного гидроаниона слабой многоосновной кислоты. Реакция среды в растворе такой соли -- щелочная; Б) соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием, гидролизуются по катиону. Это также обратимый процесс. Каждый ион слабого основания взаимодействует с одной молекулой воды, "отрывая" от нее один гидроксид-ион. При этом образуется либо слабое однокислотное основание, либо гидроксокатион слабого многокислотного основания. Реакция среды в растворах таких солей кислая; В) соли, образованные слабым основанием й слабой кислотой, подвергаются гидролизу в наибольшей степени (и по аниону, и по катиону), связывая и Н+, и ОН ионы воды. Реакция среды близка к нейтральной. В тех случаях; когда соль образована ионами слабого нерастворимого многокислотного основания и слабой летучей многоосновной кислоты (например, сульфиды А13+, Сг3+), гидролиз протекает мгновенно и необратимо. Такие соли не существуют в водном растворе, так как вступают с водой в необратимую химическую реакцию гидролиза, приводящую к образованию осадка слабого основания и летучей кислоты. В таблице растворимости такие соли отмечены прочерком; Г) соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются, так как их ионы не могут связать ионы воды в слабый электролит. Реакция среды в растворах таких солей практически нейтральная. 3. Степень гидролиза

Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза (ft). Это отношение числа гидролизованных "молекул" к общему числу молекул растворенной соли, выраженное в процентах. Помимо ионного состава, степень гидролиза соли зависит от температуры (Т) и концентрации (с) раствора. Чем меньше концентрация (т. е. чем более разбавлен раствор) и чем выше температура его, тем больше ft.

Анализ работы учителей позволяет дать некоторые рекомендации по практическому применению ОС в учебном процессе. При объяснении материала учителю целесообразно использовать крупные цветные ОС (плакаты, схемы на доске). В дальнейшем при необходимости можно подготовить кодотранспаранты и проецировать на экран блоки ОС.

Для самостоятельной работы учащихся на уроке и вне его удобны ксерокопии в виде индивидуального раздаточного материала. При этом черно-белые схемы станут более наглядными, если их раскрасить, выделив каждый блок цветом. В публикуемом варианте схемы "Гидролиз солей" вместо цвета использована штриховка: горизонтальная (вместо розового и красного цвета) для обозначения слабых и сильных кислотных свойств и вертикальная (вместо голубого и синего) для обозначения слабых и сильных основных свойств.

Для контроля знаний в кабинете химии полезно иметь и комплект так называемых слепых ОС (без формул, терминов, вместо которых стоят вопросительные знаки). Такие ОС подобно контурным картам можно предлагать учащимся для самостоятельного заполнения.

Похожие статьи




Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты - Обобщающие схем-конспекты по теме "Электролитическая диссоциация"

Предыдущая | Следующая