Химия 9 класс диссоциация: Теория электролитической диссоциации – основные положения, сущность (9 класс, химия)

Содержание

Пособие–памятка по теме:«Электролитическая диссоциация» (9 класс). | Методическая разработка по химии (9 класс) на тему:

Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация – распад электролитов в водных растворах на ионы.

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ (ТЭД), С.А. Аррениус:

Электролиты в водных растворах диссоциируют на ионы: положительные (катионы) и отрицательные (анионы). Перешедшие в раствор ионы окружены молекулами воды – гидратированы.
Сумма зарядов положительных ионов равна сумме зарядов отрицательных ионов (раствор в целом электронейтрален)
Процесс электролитической диссоциации обратимый. Наряду с диссоциацией происходит обратный процесс – ассоциация ионов.

Процесс диссоциации записывают в виде уравнений (уравнений электролитической диссоциации):

KCl = K+ + Cl-; Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42-; h4PO4 ↔ H+ + h3PO4-

СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Сила электролита определяется степенью диссоциации ά. На степень диссоциации влияют: виды связей в веществе, природа растворителя, концентрация раствора (с уменьшением концентрации ά увеличивается), температура ( с ростом t ά увеличивается, т.к. диссоциация — процесс эндотермический).

Сильные электролиты диссоциированы практически нацело. В растворе нет молекул, есть только ионы.

сильные кислоты (не все кислоты!)- HNO3- азотная; HCl- соляная; h3SO4-серная; HBr- бромоводородная; HI- иодоводородная

сильные основания (все щелочи) – LiOH — гидроксид лития; NaOH — гидроксид натрия; KOH — гидроксид калия; Ca(OH)2 – гидроксид кальция; Ba(OH)2 – гидроксид бария

все растворимые соли

Неперечисленные вещества являются слабыми или средней силы электролитами или неэлектролитами.

Н2О – очень слабый электролит.

Кислоты, основания и соли в свете ТЭД

Кислоты – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода

HNO3 = Н+ + NO3- h3SO4 = 2Н+ + SO42- сероводородная кислота Н2S ↔ Н+ + НS-

Знак обратимости ↔ используется в уравнениях диссоциации

слабых и средней силы электролитов

Основания – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид — ионов (ОН-)

KOH = K+ + OH- Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-

Соли – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков

К3РО4 = 3K+ + PO42- Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42-

Формулы и заряды катионов металлов и анионов кислотных остатков есть в

таблице растворимости кислот, оснований, солей !

Итак.

1.Электролиты в водных растворах диссоциируют:

кислота = катионы водорода + анион кислотного остатка HCl = H+ + Cl-
основание = катион металла и гидроксид-анионы NaOH = Na+ + OH-
соль = катионы металла + анионы кислотного остатка КCl = К+ + Cl-

2. Индекс в формуле вещества становится коэффициентом перед формулой иона в уравнении диссоциации

Na2CO3 = 2Na+ + CO32- FeCl3 = Fe3+ 3Cl-

ИОННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Реакции, протекающие с участием растворов электролитов, являются реакциями между ионами. Их принято записывать с помощью ионных уравнений.

Правила составления ионных уравнений:

Напишите молекулярное уравнение (не забудьте про коэффициенты). По таблице растворимости определите растворимость всех веществ и запишите над формулами

Р Р Н Р

Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2NaCl

Перепишите это уравнение, записывая сильные электролиты как сумму соответствующих ионов, а слабые электролиты, нерастворимые и газообразные вещества – в молекулярной форме. Получите полное ионное уравнение

2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl-

«Сократите» одинаковые ионы (выделены курсивом) в левой и правой части уравнения и запишите сокращенное ионно-молекулярное уравнение, отражающее суть процесса (показывает участвующие в реакции частицы и продукты реакции)

Ba2+ + SO42- = BaSO4↓

Реакции в растворах могут протекать: 1)необратимо; 2) обратимо; 3) практически не идут

Реакции идут до конца (необратимо), если концентрация

ионов в растворе уменьшается за счет связывания их c образованием:

А) нерастворимых и малорастворимых веществ

p p н p

KCl + AgNO3 = AgCl↓ + KCl

K+ + Cl- + Ag+ + NO3- = AgCl↓ + K+ + NO3-

Ag+ + Cl- = AgCl↓

p p н р

2h4PO4 + 3BaCl2 = Ba3(PO4)2↓ + 6HCl (h4PO4 – не сильный электролит, h4PO4↔Н+ + h3PO4-.

Иногда h4PO4 записывают в недиссоциированном виде)

Вариант 1. 2h4PO4 + 3Ba2+ + 6Cl- = Ba3(PO4)2↓ + 6H+ + 6Cl-

2h4PO4 + 3Ba2+ = Ba3(PO4)2↓ + 6H+

Вариант 2. 2H+ + 2h3PO4- + 3Ba2+ + 6Cl- = Ba3(PO4)2↓ + 6H+ + 6Cl-

2h3PO4- + 3Ba2+ = Ba3(PO4)2↓ + 4H+

В) газов

р р р

K2S + 2HCl = 2KCl + h3S↑ (↑ — газ)

2K+ + S2- + 2H+ + 2Cl- = 2K+ + 2Cl- + h3S↑

2H+ + S2- = h3S↑

Газ получается также при образовании нестойких: угольной кислоты h3CO3 = h3O + CO2↑

сернистой кислоты h3SO3 = h3O + SO2↑

гидроксида аммония Nh5OH = h3O + Nh4↑

например:

p p p

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + h3O

2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- = 2Na+ + 2Cl- + CO2↑ + h3O

CO32- + 2H+ = CO2↑ + h3O

В) слабых электролитов (обычно воды):

р р p

Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2h3O

Ba2+ + 2OH- + 2H+ + 2Cl- = Ba2+ + 2Cl- + 2h3O

2H+ + 2OH- = 2h3O

упростим коэффициенты H+ + OH- = h3O

Пример реакции, которая не идет до конца:

p p p p

2NaCl + Ba(NO3)2 = BaCl2 + 2NaNO3

2Na+ +2Cl- + Ba2+ + 2NO3- = Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + 2NO3-

Все ионы «сокращаются» — нет ионов, связывающихся и образующих продукты реакции.

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

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^—.

Говорите правильно 🤓

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).

Практикующий детский психолог Екатерина Мурашова

Бесплатный курс для современных мам и пап от Екатерины Мурашовой. Запишитесь и участвуйте в розыгрыше 8 уроков

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 — .

Важно!

Молекулы сильных электролитов необратимо распадаются на ионы, поэтому в уравнениях нужно ставить знак =. Реакции со слабыми электролитами обратимы, поэтому ставится знак ⇄.

Бесплатные занятия по английскому с носителем

Занимайтесь по 15 минут в день. Осваивайте английскую грамматику и лексику. Сделайте язык частью жизни.

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.

H₃PO₄ ⇄ H⁺ + H₂PO₄^—
H₂PO₄^— ⇄ H⁺ + HPO₄^2-
HPO₄^2- ⇄ H⁺ + PO₄^3-

Суммарное уравнение: H₃PO₄ ⇄ 3H⁺ + PO₄^3-.

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.

Ca(HCO₃)₂ = Ca²⁺ + 2HCO₃^—
HCO₃^— ⇄ H⁺ + CO₃^2-
H⁺ + H₂O = H₃O⁺

Суммарное уравнение: Ca(HCO₃)₂ + 2H₂O = Ca²⁺ + 2H₃O⁺ + 2CO₃^2-.

Как диссоциируют разные группы веществ

Диссоциация кислот

Приводит к образованию катионов водорода H⁺ и отрицательно заряженных кислотных остатков:

HCl = H⁺ + Cl^—

H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2-

HNO₂ ⇄ H₊ + NO^2-

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

AlOHCl₂ = AlOH²⁺ + 2Cl^—
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:

Cu(ON)
2 ⇄ CuOH⁺ + OH^—
CuOH⁺ ⇄ Cu²⁺ + 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.

Na₃PO₄ = 3Na + PO₄^3-

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

KHSO₄ = K⁺ + HSO₄^—
HSO₄^— ⇄ H
+ + SO₄^2-

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

MgOHBr = MgOH⁺ + Br^—
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⁺ + 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: Pb²⁺

+ 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 ⇄?
Какие компоненты ионного уравнения не раскладываются на ионы?

9.5: Степень диссоциации — Химия LibreTexts

Последнее обновление
Сохранить как PDF

Идентификатор страницы: 84348

Патрик Флеминг
Калифорнийский государственный университет Ист-Бэй

Реакции, подобные реакции в предыдущем примере, включают диссоциацию молекулы.

Такие реакции можно легко описать в терминах доли молекул реагентов, которые фактически диссоциируют для достижения равновесия в образце. Эта фракция называется степенью диссоциации . Для реакции в предыдущем примере

\[A(g) \rightleftharpoons 2 B(g)\]

степень диссоциации можно использовать для заполнения таблицы ICE. Если реакцию начинают с \(n\) молей \(А\), а а — доля молекул \(А\), которые диссоциируют, таблица ICE будет выглядеть следующим образом.

92} (1.

00 \,atm) \end{align*}\]

Решение для \(\alpha\),

\[ \alpha = 0.273 \nonumber\]

Примечание : поскольку a представляет дробь N ₂ O ₄ диссоциированных молекул, должно быть положительным числом от 0 до 1.

Пример \(\PageIndex{2}\)

Рассмотрим газофазную реакцию

\[A + 2B \rightleftharpoons 2C \nonumber\]

Реакционный сосуд первоначально заполнен 1,00 моль Б. При равновесии в сосуде содержится 0,60 моль С и полное давление 0,89о\).

Решение :

Давайте построим стол ICE!

	\(А\)	\(2 Б\)
Начальный	\(н\)	\(0\)
Смена	\(-\альфа п\)	\(+2n\альфа\)
Равновесие	\(n(1 — \альфа)\)

	А	2 Б	2 С
Начальный	1,00 моль	2,00 моль	0
Смена	-х	-2x	+2x
Равновесие	1,00 моль — х	2,00 моль – 2x	2x = 0,60 моль

Из равновесного измерения количества молей C x = 0,30 моль. Итак, в равновесии

	А	2 Б	2 С
Равновесие	0,70 моль	1,40 моль	0,60 моль

Общее число молей в состоянии равновесия составляет 2,70 моль. По этим данным можно определить мольные доли.

\[ \begin{align*} \chi_A &= \dfrac{0,70\,mol}{2,70\,mol} = 0,259 \\[4pt] \chi_B &= \dfrac{1,40\,mol}{2,70\ , моль} = 0,519o &= — (8,314 \, Дж/(моль\,К))( 1350\, К) \ln (0,792) \\[4pt] &= 2590 \, Дж/моль \end{align*}\]

Эта страница под названием 9.5: Степень диссоциации распространяется под лицензией CC BY-NC-SA 4. 0, ее автором, ремиксом и/или куратором является Патрик Флеминг.

Наверх

Была ли эта статья полезной?

Тип изделия
Раздел или Страница
Автор
Патрик Флеминг
Лицензия
CC BY-NC-SA
Версия лицензии
4,0
Показать страницу TOC
№ на стр.
Метки
1. степень диссоциации
2. Стол для льда

Диссоциация (химия) — определение и примеры на две и более частей.

По химии, диссоциация — это химическая реакция, при которой молекула или соединение распадается на более мелкие части, такие как ионы, атомы или радикалы. Например, соляная кислота (HCl) диссоциирует в воде с образованием ионов H ⁺ и Cl ^–. Обычно диссоциация является обратимым процессом. Обратная диссоциация — это ассоциация или рекомбинация .
Формула диссоциации
Общая формула реакции диссоциации:
AB ⇄ A + B
Обратите внимание на стрелку реакции, указывающую на то, что реакция обратима. В большинстве случаев в результате реакции образуются катионы и анионы:
AB ⇄ A ⁺ + B ^–
В некоторых соединениях происходит расщепление более чем на две части.
Примеры реакций диссоциации
Вот примеры реакций диссоциации:
NaCl(s) ⇄ Na ⁺ (водн.) + Cl ^– (водн.) ^– (водный)
H ₂ SO ₄ ⇄ 2H ⁺ (aq) + SO ₄ ^2- (aq)
Fe ₂ (SO ₄ ) ₃ (s) ⇄ 2Fe ³⁺ (aq) + 3SO ₄ ^2- (AQ)
2 H ₂ O ⇄ H ₃ O + + OH ^—
, когда ALECUL название реакции ионизация . По соглашению вода не указана в качестве продукта реакций в водном растворе. Вместо этого аббревиатура (aq) следует за формулой продукта.
Газы также подвергаются диссоциации. For example, dinitrogen tetroxide (N ₂ O ₄ ) dissociates in nitrogen dioxide (NO ₂ ), forming an electrically neutral product:
N ₂ O ₄ ⇄ 2 NO ₂
Некоторые соединения имеют варианты диссоциации и могут образовывать различные продукты. Например, азо- t -бутан подвергается трем возможным реакциям диссоциации с образованием ионизированного бутена, t -бутильный катион плюс нейтральный радикал или другой катион плюс нейтральный t -бутильный радикал.
Константа диссоциации
Если все соединение диссоциирует, это полная диссоциация. Сильные электролиты полностью диссоциируют в воде. Примеры сильных электролитов включают сильные кислоты, сильные основания и соли. Однако неполная диссоциация встречается часто. Неполная диссоциация приводит к смеси, которая содержит часть исходного соединения, а также некоторые более мелкие частицы. Неполная диссоциация происходит со слабыми электролитами. К слабым электролитам относятся слабые кислоты и основания, а также органические соединения.
Растворимость влияет на количество диссоциированного продукта. Например, некоторые соли почти нерастворимы, но являются сильными электролитами. Например, хлорид серебра (AgCl) — сильный электролит, но практически нерастворимый в воде. Насыщенный раствор AgCl содержит только около 1,3 x 10 90 102 -5 90 103 M ионов Ag 90 102 + 90 103 и Cl 90 102 – 90 103!
Степень диссоциации (α) – это доля соединения, распадающаяся на компоненты. Так, например, полная диссоциация имеет степень диссоциации 1. Если половина соединения диссоциирована, то степень диссоциации равна 0,5. Если диссоциации не происходит, степень диссоциации равна 0,9.0034
Фактор Вант-Гоффа ( i описывает зависимость между степенью диссоциации (α) и числом молей образовавшихся частиц (n):
i = 1 + α(n – 1)
Для Например, рассмотрим диссоциацию хлорида натрия:
NaCl ⇄ Na ⁺ + Cl ^–
Один моль NaCl дает два моля продуктов (1 моль Na ⁺ плюс 1 моль Cl ^–).