УЧЕБНИКИ. ПОСОБИЯ

Пособие-репетитор по химии

ЗАНЯТИЕ 9
10-й класс (первый год обучения)

Продолжение. Начало см. в № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9/2006

Теория электролитической диссоциации.
Реакции ионного обмена

План

1. Электролиты и неэлектролиты.

2. Теория электролитической диссоциации (ТЭД) С.А.Аррениуса.

3. Механизм электролитической диссоциации электролитов с ионной и ковалентной полярной связью.

4. Степень диссоциации.

5. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли с точки зрения ТЭД.

6. Значение электролитов для живых организмов.

7. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Среды водных растворов электролитов. Индикаторы.

8. Реакции ионного обмена и условия их протекания.

По способности проводить электрический ток в водном растворе или расплаве все вещества можно разделить на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты – это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток; в электролитах (кислоты, соли, щелочи) имеются ионные или полярные ковалентные связи.

Неэлектролиты – это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток; в молекулах неэлектролитов (органические вещества, газы, вода) связи ковалентные неполярные или малополярные.

Для объяснения электропроводности растворов и расплавов электролитов Аррениус в 1887 г. создал теорию электролитической диссоциации, основные положения которой звучат следующим образом.

1. Молекулы электролитов в растворе или расплаве подвергаются диссоциации (распадаются на ионы). Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией. Ионы – это частицы, имеющие заряд. Положительно заряженные ионы – катионы, отрицательно заряженные – анионы. Свойства ионов отличаются от свойств соответствующих нейтральных атомов, что объясняется разным электронным строением этих частиц.

2. В растворе или расплаве ионы движутся хаотически. Однако при пропускании через раствор или расплав электрического тока движение ионов становится упорядоченным: катионы движутся к катоду (отрицательно заряженному электроду), а анионы – к аноду (положительно заряженному электроду).

3. Диссоциация – обратимый процесс. Одновременно с диссоциацией идет ассоциация – процесс образования молекул из ионов.

4. Общая сумма зарядов катионов в растворе или расплаве равна общей сумме зарядов анионов и противоположна по знаку; раствор в целом электронейтрален.

Главной причиной диссоциации в растворах с полярным растворителем является сольватация ионов (в случае водных растворов – гидратация). Диссоциация ионных соединений в водном растворе протекает полностью (KCl, LiNO₃, Ba(OH)₂ и др.). Электролиты с полярной ковалентной связью могут диссоциировать частично или полностью в зависимости от величины полярности связи (H₂SO₄, HNO₃, HI и др.). В водном растворе образуются гидратированные ионы, но для простоты записи в уравнениях изображаются ионы без молекул воды:

Одни электролиты диссоциируют полностью, другие – частично. Для характеристики диссоциации вводится понятие степень электролитической диссоциации . Величина показывает отношение числа диссоциировавших молекул n к числу растворенных молекул N электролита в растворе:

= n/N.

Степень диссоциации увеличивается при разбавлении раствора и при повышении температуры раствора. В зависимости от степени диссоциации электролиты делятся на сильные, средней силы и слабые. Сильные электролиты практически полностью диссоциируют в растворе, их степень диссоциации больше 30% и стремится к 100%. К средним электролитам относятся электролиты, степень диссоциации которых колеблется в пределах от 3% до 30%. Степень диссоциации слабых электролитов меньше 3%. К сильным электролитам относятся соли, сильные кислоты, щелочи. К слабым – слабые кислоты, нерастворимые основания, гидроксид аммония, вода.

С точки зрения теории электролитической диссоциации можно дать определения веществам разных классов.

Кислоты – это электролиты, образующие при диссоциации катионы водорода и анионы кислотного остатка. Число ступеней диссоциации зависит от основности кислоты, например:

HCl H⁺ + Cl^–,

H₂CO₃ H⁺ + HCO₃^{^–} 2H⁺ + CO₃^2–.

Основания – это электролиты, диссоциирующие на катионы металла и анионы гидроксигрупп. Число ступеней диссоциации зависит от кислотности основания, например:

NaOH Na⁺ + 2OH^–,

Ca(OH)₂ CaOH⁺ + OH^– Ca²⁺ + 2OH^–.

Амфотерные гидроксиды – это слабые электролиты, которые при диссоциации образуют как катионы водорода, так и анионы гидроксигруппы, например:

Zn(OH)₂ ZnOH⁺ + OH^– Zn²⁺ + 2OH^–,

H₂ZnO₂ H⁺ + HZnO₂^{^–} 2H⁺ + ZnO₂^{^2–}.

Средние соли – это электролиты, диссоциирующие на катионы металла и анионы кислотного остатка, например:

Na₂SO₄ 2Na⁺ + SO₄^{^2–}.

Кислые соли – это электролиты, диссоциирующие на катионы металла и сложные анионы, в состав которых входят атомы водорода и кислотный остаток, например:

NaНСO₃ Na⁺ + НСO₃^{^–}.

Основные соли – это электролиты, диссоциирующие на анионы кислотного остатка и сложные катионы, состоящие из атомов металла и гидроксигрупп, например:

Сu(OН)Сl CuОН⁺ + Сl^–.

Комплексные соли – это электролиты, образующие при диссоциации сложные комплексные ионы, которые довольно устойчивы в водных растворах, например:

K₃[Fe(CN)₆] 3K⁺ + [Fe(CN)₆]^3–.

Электролиты являются составной частью жидкостей и тканей живых организмов. Для нормального протекания физиологических и биохимических процессов необходимы катионы натрия, калия, кальция, магния, водорода, анионы хлора, сульфат-ионы, гидрокарбонат-ионы, гидроксид-ионы и др. Концентрации этих ионов в организме человека различны. Так, например, концентрации ионов натрия и хлора весьма значительны и ежедневно пополняются. Концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов очень малы, но играют большую роль в жизненных процессах, способствуя нормальному функционированию ферментов, обмену веществ, перевариванию пищи и т.д.

Диссоциация воды.

Водородный показатель

Вода является слабым амфотерным электролитом. Уравнение диссоциации воды имеет вид:

Н₂O Н⁺ + ОН^–

или

2Н₂O Н₃О⁺ + ОН^–.

Концентрация протонов и гидроксид-ионов в воде одинакова и составляет 10^–7 моль/л при 25 °С.

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов называется ионным произведением воды и при 25 °С составляет 10^–14.

Среду любого водного раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов Н⁺ или ОН^–. Различают нейтральную, кислую и щелочную среды растворов.

В нейтральной среде раствора:

[H⁺] = [OH^–] = 10^–7 моль/л,

в кислой среде раствора:

[H⁺] > [OH^–], т.е. [H⁺] > 10^–7 моль/л,

в щелочной среде раствора:

[OH^–] > [H⁺], т.е. [OH^–] > 10^–7 моль/л.

Для характеристики среды раствора удобно пользоваться водородным показателем рН (табл. 1, см. с. 14). Водородный показатель – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:

рН = –lg[H⁺].

Таблица 1

Водородный показатель для различных сред растворов

Характеристика раствора	Среда раствора
Характеристика раствора	кислая	нейтральная	щелочная
Kонцентрация ионов Н⁺ (моль/л)	[H⁺] > 10^–7	[H⁺] = [OH^–] = 10^–7	[H⁺] < 10^–7
Водородный показатель (рН)	pH < 7	pH = 7	pH > 7

В кислой среде раствора рН < 7, в нейтральной среде рН = 7, в щелочной рН > 7. Чем меньше рН, тем больше кислотность раствора. При значениях рН > 7 говорят о щелочности раствора.

Существуют различные методы определения рН раствора. Качественно характер среды раствора определяют с помощью индикаторов. Индикаторы – вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды раствора. На практике чаще всего применяют лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин и универсальный индикатор (табл. 2).

Таблица 2

Окраска индикаторов в различных средах растворов

Среда раствора	Лакмус	Фенолфталеин	Метилоранж	Универсальный
Нейтральная	Фиолетовый	Бесцветный	Оранжевый	Светло-желтый
Kислая	Kрасный	Бесцветный	Розовый	Kрасный
Щелочная	Синий	Малиновый	Желтый	Синий

Водородный показатель имеет очень важное значение для медицины, его отклонение от нормальных величин даже на 0,01 единицы свидетельствует о патологических процессах в организме. При нормальной кислотности желудочный сок имеет рН = 1,7; кровь человека имеет рН = 7,4;
слюна – рН = 6,9.

Реакции ионного обмена и условия их протекания

Поскольку молекулы электролитов в растворах распадаются на ионы, то и реакции в растворах электролитов протекают между ионами. Реакции ионного обмена – это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов. Сущность таких реакций заключается в связывании ионов путем образования слабого электролита. Другими словами, реакция ионного обмена имеет смысл и протекает практически до конца, если в результате нее образуются слабые электролиты (осадок, газ, Н₂О и др.). Если в растворе нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием слабого электролита, то реакция обратима; уравнения таких реакций обмена не пишут.

При записи реакций ионного обмена используют молекулярную, полную ионную и сокращенную ионную формы. Пример записи реакции ионного обмена в трех формах:

K₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄ + 2KCl,

2K⁺+ SO₄^2– + Ba²⁺ + 2Cl^–= BaSO₄ + 2K⁺ + 2Cl^–,

Ba²⁺ + SO₄^2– = BaSO₄.

Правила составления уравнений ионных реакций

1. Формулы слабых электролитов записывают в молекулярном виде, сильных – в ионном.

2. Для реакции берут растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества в случае реагентов записывают в виде ионов.

3. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.

4. Сумма зарядов ионов в левой части уравнения должна быть равна сумме зарядов ионов в правой части.

Тест по теме
«Теория электролитической диссоциации.
Реакции ионного обмена»

1. Реакция, которая происходит при растворении гидроксида магния в серной кислоте, описывается сокращенным ионным уравнением:

а) Mg²⁺ + SO₄^2– = MgSO₄;

б) H⁺ + OH^– = H₂O;

в) Mg(OH)₂ + 2H⁺ = Mg²⁺ + 2H₂O;

г) Mg(OH)₂ + SO₄^2–= MgSO₄ + 2OH^–.

2. В четырех сосудах содержится по одному литру 1М растворов перечисленных ниже веществ. В каком растворе содержится больше всего ионов?

а) Сульфат калия; б) гидроксид калия;

в) фосфорная кислота; г) этиловый спирт.

3. Степень диссоциации не зависит от:

а) объема раствора; б) природы электролита;

в) растворителя; г) концентрации.

4. Сокращенное ионное уравнение

Al³⁺ + 3OH^– = Al(OH)₃

соответствует взаимодействию:

а) хлорида алюминия с водой;

б) хлорида алюминия с гидроксидом калия;

в) алюминия с водой;

г) алюминия с гидроксидом калия.

5. Электролит, который не диссоциирует ступенчато, – это:

а) гидроксид магния; б) фосфорная кислота;

в) гидроксид калия; г) сульфат натрия.

6. Слабым электролитом является:

а) гидроксид бария;

б) гидроксид алюминия;

в) плавиковая кислота;

г) йодоводородная кислота.

7. Сумма коэффициентов в кратком ионном уравнении взаимодействия баритовой воды и углекислого газа равна:

а) 6; б) 4; в) 7; г) 8.

8. В растворе не могут находиться следующие пары веществ:

а) хлорид меди и гидроксид натрия;

б) хлорид калия и гидроксид натрия;

в) соляная кислота и гидроксид натрия;

г) серная кислота и хлорид бария.

9. Вещество, добавление которого к воде не изменит ее электропроводности, – это:

а) уксусная кислота; б) хлорид серебра;

в) серная кислота; г) хлорид калия.

10. Как будет выглядеть график зависимости накала электрической лампочки, включенной в цепь, от времени, если электроды погружены в раствор известковой воды, через который длительное время пропускают углекислый газ?

а) Линейное возрастание;

б) линейное убывание;

в) сначала убывание, затем возрастание;

г) сначала возрастание, затем убывание.

Ключ к тесту

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
в	а	а	б	в, г	б, в	а	а, в, г	б	в

Задачи, связанные с понятием
«степень электролитической диссоциации»

1. В 1 л 10^–3М раствора бинарного электролита AB содержится 6,041•10²⁰ недиссоциированных молекул и ионов. Определить степень диссоциации a данного электролита.

Дано:

V(р-ра) = 1 л, a.

с = 10^–3 моль/л,

N = 6,041•10²⁰.

Найти:

Решение

АВ А⁺ + В^–.

В исходном растворе в предположении, что сначала нет диссоциации:

[AB] = c_M, [А⁺] = [В^–] = 0.

В растворе после диссоциации:

[AB] = c_M – c_M•,

[А⁺] = c_M•, [В^–] = c_M•.

Суммарная концентрация молекул и ионов такова:

c_M – c_M• + c_M• + c_M• = c_M + c_M• = c_M(1 + ).

Молярная концентрация: с = /V.

Отсюда (исх.) = V•c = 1•10^–3 = 10^–3 моль.

Пусть N(исх.) – число молекул в исходном растворе до диссоциации:

N(исх.) = (исх.)•N_A = 10^–3•6,02•10²³= 6,02•10²⁰.

Степень диссоциации a равна отношению числа диссоциированных молекул к общему числу молекул в растворе:

= (N – N(исх.))/N(исх.) = (6,041•10²⁰ – 6,02•10²⁰)/(6,02•10²⁰) = 0,0035, или 0,35%.

Ответ. 0,35%.

2. В 1 л 10^–4М раствора уксусной кислоты содержится 6,26•10¹⁹ ее молекул и ионов. Определить степень диссоциации кислоты в этом растворе.

Ответ. 3,99%.

3. 100 мл 0,01М раствора азотистой кислоты содержит 6,15•10²⁰ растворенных частиц. Определить степень диссоциации азотистой кислоты в этом растворе.

Ответ. 2,16%.

4. В 100 мл 0,1М раствора муравьиной кислоты содержится 6,82•10²¹ недиссоциированных молекул и ионов. Вычислить степень диссоциации кислоты в этом растворе.

Ответ. 13,3%.

5. При растворении слабого бинарного электролита (количество вещества 0,25 моль) на ионы распалось 0,02 моль. Чему равна степень диссоциации электролита в этом растворе?

Ответ. 8%.

6. Найти степень диссоциации:

а) в 0,1М растворе уксусной кислоты, если константа диссоциации равна 1,75•10^–5;

б) в 0,001М растворе хлорноватистой кислоты, если константа диссоциации равна 5•10^–8;

в) в 0,05М растворе циановодородной кислоты, если константа диссоциации равна 7,9•10^–10.

Ответ. а) 1,32%; б) 0,71%; в) 0,0126%.

7. Константа диссоциации сероводородной кислоты по первой ступени равна 1,1•10^–7. Найти степень диссоциации сероводородной кислоты по этой ступени в 0,1М растворе.

Ответ. 0,105%.

8. Определить концентрацию гидроксид-ионов в 0,01М растворе гидроксида аммония, если константа диссоциации равна 1,77•10^–5.

Ответ. 0,42•10^–3 моль/л.

9. Определить концентрацию протонов в 1М растворе муравьиной кислоты, если константа диссоциации равна 1,77•10^–4.

Ответ. 0,0133 моль/л.

10. Вычислить концентрацию протонов в 0,1М растворе фосфорной кислоты, предполагая, что диссоциация происходит по первой ступени и константа диссоциации равна 7,11•10^–3.

Ответ. 2,66•10^–2 моль/л.

11. В 1 л раствора хлорида бария содержится 2,64 моль ионов бария и хлора. Рассчитать молярную концентрацию хлорида бария в растворе, если степень диссоциации равна 88%.

Дано:

V(р-ра) = 1 л,

(Ba²⁺) + (Cl^–) = 2,64 моль,

= 88%, или 0,88.

Найти:

с(BaCl₂).

Решение

BaCl₂ Ba²⁺ + 2Cl^–,

(Ba²⁺) = 2,64/3 = 0,88 моль,

(Cl^–) = 2(Ba²⁺) = 1,76 моль.

Найдем количество вещества BaCl₂, распавшегося на ионы:

(BaСl₂) = (Ba²⁺) = 0,88 моль.

Составим пропорцию и найдем общее количество вещества х моль BaСl₂ в растворе:

0,88 моль – 88%,

х моль – 100%.

Отсюда x = 1 моль.

с(BaСl₂) = /V = 1 моль/1 л = 1 моль/л.

Ответ. 1 моль/л.

12. В 1 л раствора содержится 1 моль хлорида кальция, степень диссоциации которого составляет 75%. Какая масса электролита диссоциировала на ионы?

Ответ. 83,25 г.

13. В 1 л водного раствора ортофосфата натрия с концентрацией 0,3 моль/л содержится 0,27 моль ионов натрия. Рассчитать степень диссоциации соли.

Ответ. 30%.

14. Рассчитать количество вещества катионов (в моль) в 1430 г 10%-го раствора гидроксида натрия, если степень диссоциации составляет 90%.

Ответ. 3,2175 моль.

15. 41,6 г хлорида бария растворили в воде. В полученном растворе содержится 0,35 моль хлорид-ионов. Рассчитать степень диссоциации хлорида бария.

Ответ. 87,5%.

Упражнения по теме «Реакции ионного обмена»

1. Привести молярные уравнения реакций, соответствующих представленным ионным уравнениям:

а) H⁺ + OH^–= H₂O;

б) 3Ca²⁺ + 2PO₄^3– = Ca₃(PO₄)₂;

в) Ba²⁺ + SO₄^2– = BaSO₄;

г) CO₃^2– + 2H⁺ = CO₂ + H₂O.

Решение

а) HCl + NaOH = NaCl + H₂O;

б) 3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 6NaCl;

в) BaCl₂ + K₂SO₄ = BaSO₄ + 2KCl;

г) Na₂CO₃+ 2HCl = 2NaCl + CO₂ + H₂O.

2. Написать в молекулярном и ионном видах уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

а) оксид железа(III) хлорид железа(III) нитрат железа(III) гидроксид железа(III)
оксид железа(III) сульфат железа(III) ацетат железа(III) гидроксоацетат железа(III);

б) медь хлорид меди(II) гидроксид меди(II) сульфат меди(II) сульфид меди(II)
нитрат меди(II) гидроксонитрат меди(II);

в) фосфат магния сульфат магния хлорид магния карбонат магния
оксид магния магний нитрат магния гидроксонитрат магния.

3. Составить молекулярные и ионные уравнения реакций между:

а) уксусной кислотой и гидроксидом бария;

б) карбонатом кальция и азотной кислотой;

в) азотной кислотой и гидроксидом аммония;

г) гидроксидом кальция и соляной кислотой.

Ответ дать в виде суммы коэффициентов в сокращенных ионных уравнениях.

Ответ.

а) H⁺ + OH^– = H₂O;

б) CaCO₃+ 2H⁺ = Ca²⁺ + H₂O + CO₂;

в), г) H⁺ + OH^– = H₂O.

Сумма коэффициентов в сокращенных
ионных уравнениях: а, в, г – 3, б – 6.

4. Какие два вещества вступили в реакцию, если в результате образовались приведенные ниже вещества? (Все продукты указаны без коэффициентов.)

а) Карбонат бария + вода;

б) карбонат бария + поваренная соль;

в) карбонат бария + карбонат кальция + вода.

Ответ.

а) Ba(OH)₂ + CO₂ = BaCO₃ + H₂O;

б) BaCl₂ + Na₂CO₃= BaCO₃ + 2NaCl;

в) Ba(OH)₂ + Ca(HCO₃)₂ = BaCO₃ + CaCO₃ + 2H₂O.

5. Привести пример вещества, которое может реагировать в водном растворе с каждым из перечисленных веществ:

а) азотная кислота, гидроксид натрия, хлор;

б) нитрат кальция, гидроксид бария, соляная кислота;

в) йодоводородная кислота, гидроксид натрия, нитрат серебра.

Ответ. а) CuI₂; б) CuF₂; в) PbCl₂.

6. Могут ли в растворе одновременно находиться следующие пары веществ:

а) гидроксид натрия и пентаоксид фосфора;

б) гидроксид бария и углекислый газ;

в) гидроксид калия и гидроксид натрия;

г) гидросульфат натрия и хлорид бария;

д) соляная кислота и нитрат алюминия?

Ответ мотивировать.

Решение

а) NaOH и P₂O₅ не могут находиться в одном растворе, т.к. они взаимодействуют:

6NaOH + P₂O₅ = 2Na₃PO₄ + 3H₂O;

б) Ba(OH)₂ и СО₂ не могут сосуществовать в растворе, т.к.:

Ba(OH)₂ + СО₂ = BaСО₃ + Н₂О;

в) KOH и NaOH могут быть в одном растворе, т.к. у них одинаковые анионы, нечем обмениваться;

г) NaHSO₄ и BaCl₂ не могут находиться в одном растворе из-за реакции:

NaHSO₄ + BaCl₂ = BaSO₄ + NaCl + HCl;

д) HCl и Al(NO₃)₃ могут совместно находиться в растворе , т.к. в результате реакции обмена не образуют слабых электролитов.

Ответ. а) – нет; б) – нет; в) – да; г) – нет; д) – да.

7. К раствору смеси двух солей добавили избыток соляной кислоты. После окончания реакции в растворе кроме протонов и хлорид-ионов оказались только катионы натрия. Какие соли могли находиться в исходном растворе?

Ответ. Na₂CO₃ и Na₂S.

8. К раствору, содержащему смесь сульфита калия и хлорида натрия, добавили сначала избыток соляной кислоты, а затем нитрата серебра. Какие ионы остались в растворе? Ответ подтвердить уравнениями реакций.

Ответ.

а) K₂SO₃ + 2HCl = 2KCl + H₂O + SO₂,

NaCl + HCl ;

б) KCl + AgNO₃ = AgCl + KNO₃,

NaCl + AgNO₃ = AgCl + NaNO₃,

HCl + AgNO₃ = AgCl + HNO₃.

В растворе остались ионы:

K⁺, NO₃^–, Na⁺, H⁺, Ag⁺ (изб. AgNO₃).