Е.Н.ФРЕНКЕЛЬ

Самоучитель по химии

Пособие для тех, кто не знает, но хочет узнать и понять химию

Часть I. Элементы общей химии
(первый уровень сложности)

Продолжение. Cм. в № 13, 18, 23/2007;
6, 8/2008

Глава 6. Электролитическая диссоциация

Всем известно, что металлы проводят электрический ток. А проводят ли электрический ток растворы? Если бы мы попытались ответить на этот вопрос при помощи опыта, то убедились бы, что раствор сахара не проводит электрический ток, а раствор поваренной соли проводит. Почему? Может быть, исходные веществавода или сухой хлорид натрияэлектропроводны? Но тот же опыт показываетэти вещества, каждое само по себе, электрический ток не проводят.

Для того чтобы объяснить результаты этих опытов и понять смысл явления, необходимо ответить на вопрос: почему вообще некоторые вещества, например металлы, проводят электрический ток? Это происходит потому, что в металлах имеются «свободные» заряженные частицыэлектроны. С направленным движением этих заряженных частиц связана электропроводность металлов. Таким образом, если раствор NаСl проводит электрический ток, то, значит, в этом растворе тоже образуются какие-то заряженные частицы. Если раствор сахара не проводит электрический ток, значит, в растворе сахара заряженных частиц не образуется. Исходя из этого такие вещества называют: NаСlэлектролит, сахарнеэлектролит.

Электролитыэто вещества, растворы (и расплавы) которых проводят электрический ток.

Теперь нам осталось выяснить: откуда в растворе NаСl появились заряженные частицы? Вспомните, какой тип химической связи имеется в кристалле поваренной соли? Ионная связь! То есть связь между заряженными частицамиионами. Значит, хлорид натрия состоит из разноименно заряженных частиц! Но почему тогда сухой хлорид натрия не проводит электрический ток? Потому что между ионами в кристалле существуют достаточно сильные электростатические взаимодействия. А в воде? Посмотрите на рис. 1:

Какая связь между атомами Н–О?

Рис. 1. Взаимодействие диполей воды с кристаллом поваренной соли

Между ионами соли и молекулами воды возникают довольно значительные силы электростатического взаимодействия. В результате молекулы воды «растаскивают» кристалл на «кусочки» (ионы). Будут ли возникать такие взаимодействия в следующих случаях (рис. 2):

Рис. 2. Варианты взаимодействия веществ с растворителями

Очевидно, нет! В обоих случаях или растворитель (случай I), или вещество (случай II) неполярны, и взаимодействия, притяжение частиц друг к другу, ничтожны.

В ы в о д. Взаимодействие между веществом и растворителем возможно, если и вещество, и растворитель имеют достаточно полярные связи.

Следствием такого взаимодействия является диссоциацияраспад вещества на ионы. При этом образуются положительно заряженные ионыкатионы и отрицательно заряженные ионыанионы.

Электролитическая диссоциацияпроцесс распада электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя (чаще всего воды).

Задание 6.1. Будут ли проводить электрический ток:

а) раствор НСl в воде;

б) раствор NаСl в бензине;

в) раствор азота в воде;

г) концентрированная серная кислота?

Дайте пояснения.

Итак, еще раз повторим: вещества, способные в растворах или расплавах распадаться на ионы и, как следствие, проводить в этом состоянии электрический ток, называются электролитами.

Среди неорганических веществ к электролитам относят:

– основания;

– кислоты;

– соли.

Проверяя электропроводность растворов электролитов одного класса, например кислот, можно заметить, что в одном случае лампочка горит ярко, в другомеле светится. Если принять во внимание, что концентрация веществ в растворах одинакова, как можно объяснить наблюдения?

Объяснение однов первом случае образуется большее число ионов (заряженных частиц), во второмменьшее, т.е. в первом случае электролитическая диссоциация идет в значительной степени. Такие электролиты называются сильными, в их растворах много ионов и почти нет (а иногда и совсем нет) молекул.

К сильным электролитам относятся:

– почти все соли;

– кислоты: НСl, НВr, НI, НNО₃, Н₂SО₄, HClO₄ и др.;

– щелочи (кроме NН₄ОН).

В растворах слабых электролитов много молекул вещества и мало ионов; электролитическая диссоциация идет не полностью.

К слабым электролитам относятся:

– вода;

– кислоты: Н₂СО₃, Н₂S, Н₂SiО₃, НNО₂ и др.;

– NН₄ОН и нерастворимые основания.

Фосфорная и сернистая кислотыэлектролиты средней силы.

Задание 6.2. Выучите наизусть формулы сильных и слабых электролитов. Вспомните их названия.

Как же происходит электролитическая диссоциация?

снования диссоциируют на катион металла (или аммония NH₄⁺) и анион ОН^–:

NaOH Na⁺ + OH^–,

Ca(OH)₂ Ca²⁺ + 2OH^–.

П о м н и т е! 1) Заряд иона совпадает по величине с валентностью данного атома (группы атомов).

2) Число катионов и анионов может быть различным, но суммарный положительный заряд катионов равен суммарному отрицательному заряду анионов. Раствор остается электронейтральным!

Задание 6.3. Составьте уравнения диссоциации гидроксида калия, гидроксида аммония, гидроксида бария.

Кислоты диссоциируют на катион водорода и анион кислотного остатка:

НNO₃ H⁺ + NO₃^–,

H₂SO₃ 2H⁺ + SO₃^2–.

Задание 6.4. Составьте уравнения диссоциации соляной, серной, фосфорной кислот.

Для многоосновных кислот диссоциация может происходить ступенчато. Это означает, что на каждой стадии отщепляется только один ион водорода. Например:

I ступень: H₂SO₄ H⁺ + HSO₄^–,

II ступень: HSO₄^– H⁺ + SO₄^2–.

Задание 6.5. Составьте уравнения ступенчатой (постадийной) диссоциации фосфорной кислоты.

Соли диссоциируют на катион металла (или аммония) и анион кислотного остатка. При составлении таких уравнений следует учитывать вышеизложенные правила (см. «Помните!»):

Проверьте: 2•(3+) + 3•(2–) = (6+) + (6–) = 0.

В ы в о д. Для составления уравнений электролитической диссоциации:

• составьте химическую формулу соединения, укажите валентность составных частей;

• укажите число образовавшихся ионов (по индексам):

• укажите заряды ионов (по валентностям):

Задание 6.6. Составьте уравнения электролитической диссоциации нитрата хрома(III), карбоната натрия, сульфида калия, сульфата железа(III), сульфата железа(II).

Из вышеизложенного следует, что в растворах большинства неорганических веществ наряду с молекулами находится значительное число ионов. В таком случае уравнения реакций, которые показывают состав молекул реагирующих веществ, весьма условны. Более точно отражают состав реагирующих частиц ионно-молекулярные уравнения. Для того чтобы составить ионно-молекулярное уравнение реакции, нужно записать в виде ионов химические формулы сильных и одновременно растворимых электролитов. Состав всех остальных веществ изображается в виде молекул.

Алгоритм составления ионно-молекулярных уравнений

1) Определить силу реагирующих электролитов:

2) Для сильных электролитов определить растворимость (по таблице растворимости):

3) Формулы сильных и одновременно растворимых электролитов записать в виде ионов, остальные формулы не изменять!

H₂S + Cu²⁺ + 2NO₃^– = CuS + 2H⁺ + 2NO₃^–

4) Одинаковые ионы «вычеркнуть», т.к. они не участвуют в реакции (не изменили ни состава, ни заряда). Получаем краткое ионно-молекулярное уравнение:

H₂S + Cu²⁺ = CuS + 2H⁺.

Краткое ионно-молекулярное уравнение показывает:

– что реакция возможна;

– что в результате реакции образуется осадок (СuS; в других случаяхгаз или слабый электролит или ион нового состава);

– какие ионы или молекулы должны участвовать в аналогичном процессе.

Например, для того, чтобы осуществить процесс

H₂S + Cu²⁺ = CuS + 2H⁺,

вместо нитрата меди можно взять любую другую растворимую соль меди(II), т.к. она при электролитической диссоциации посылает в раствор ион меди, а анион соли в реакции не участвует:

H₂S + CuSO₄ … ,

H₂S + CuCl₂ … .

Задание 6.7. Составьте ионно-молекулярные уравнения реакции для процессов, указанных выше, и убедитесь, что краткие ионно-молекулярные уравнения у них одинаковые.

При составлении ионно-молекулярных уравнений может получиться так, что все частицы будут вычеркнуты, т.к. не изменят ни состава, ни заряда. В этом случае говорят, что реакция в растворе не идет. В принципе можно заранее предсказать возможность такого процесса. Реакция ионного обмена в растворе возможна, если происходит связывание ионов, т.е. образуется осадок, газ, слабый электролит или ион нового состава.

Задание 6.8. Составьте ионно-молекулярные уравнения реакций:

а) фосфат натрия + хлорид кальция;

б) карбонат бария + азотная кислота;

в) гидроксид железа(III) + серная кислота;

г) сульфат аммония + гидроксид калия;

д) нитрат алюминия + хлорид натрия.

Сделайте заключение: возможны ли эти процессы. Укажите признаки возможных процессов (осадок, газ, слабый электролит).

6.1. Понятие о рН (водородном показателе)

Водаочень слабый электролит: при обычных условиях лишь одна молекула воды из 10 000 000 распадается на ионы:

Н₂О Н⁺ + ОН^–.

Это уравнение показывает, что при диссоциации 1 моль молекул воды образуется 1 моль ионов водорода Н⁺ и 1 моль гидроксид-анионов ОН^–. Другими словами, в чистой воде концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-анионов:

[Н⁺] = [OH^–] = 10^–7 моль/л,

где [Н⁺]концентрация ионов водорода, моль/л; [OH^–] – концентрация гидроксид-анионов, моль/л. Такой раствор (среда) называется «нейтральный».

Расчеты показывают, что произведение концентраций этих ионов есть величина постоянная:

[Н⁺]•[OH^–] = const = 10^–14.

Поэтому уменьшение концентрации ионов водорода влечет за собой увеличение концентрации гидроксид-анионов, и наоборот.

Пусть, например, к чистой воде добавили кислоту, т.е. увеличили концентрацию ионов водорода. Теперь эта концентрация составит, например: 10^–6 моль/л или 10^–2 моль/л. Такая среда (раствор) называется «кислая», или «кислотная».

Характер средыкислый, нейтральныйможно оценить количественно при помощи рН («пэ-аш»).

Водородный показатель рН равен логарифму концентрации ионов водорода, взятому с обратным знаком:

рН = –lg[H⁺].

Для нейтральной среды:

Для кислой среды:

т.е. рН < 7.

Причем в первом случае (рН = 6) среда считается слабокислой, а во втором (рН = 2)сильнокислой. Значение рН можно измерять и с большей точностью (например, рН = 5,36).

Теперь предположим, что к чистой воде была добавлена щелочь, т. е. увеличена концентрация ионов ОН^–. Пусть эта концентрация составит 10^–5 моль/л или 10^–3 моль/л.

Помня, что [OH^–]•[H⁺] = 10^–14, имеем:

[H⁺] = = 10^–9, рН = 9;

[H⁺] =   = 10^–11, рН = 11, т. е. рН > 7.

П о м н и т е!

Задание 6.9. Определите характер среды, т.е. ее рН, если:

а) [Н⁺] равна (в моль/л): 0,01; 10^–8; 10^–4;

б) [ОН^–] равна (в моль/л): 10^–9; 10^–1; 0,001.

В о п р о с. Как можно определить реакцию среды опытным путем?

О т в е т. Реакцию среды можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее часто используемым индикатором является лакмус, который в щелочной среде приобретает синюю окраску, а в кислойкрасную.

Задание 6.10. Какую окраску будет иметь индикатор лакмус, если:

а) рН < 7;

б) [Н⁺] = 10^–4 моль/л;

в) в растворе есть избыток ОН^–;

г) рН = 7;

д) [ОН^–] = 10^–8 моль/л;

е) в растворе есть НNО₃;

ж) [ОН^–] = 0,1 моль/л.

6.2. Гидролиз солей

Попробуйте ответить на вопрос: изменится ли окраска лакмуса в растворе серной кислоты, гидроксида натрия, сульфата натрия, карбоната натрия? В первых двух случаях можно уверенно сказать «да», т.к. при диссоциации образуются ионы водорода или гидроксид-анионы:

H₂SO₄ 2H⁺ + ,

NaOH 2Na⁺ + OH^–.

А индикаторы реагируют именно на избыток ионов Н⁺ или ОН^–. Но при диссоциации упомянутых солей ионы Н⁺ и ОН^– не образуются:

Na₂SO₄ 2Na⁺ + ,

Na₂CO₃ 2Na⁺ + .

Тем не менее раствор карбоната натрия изменяет окраску индикатора, а сульфата нат- риянет! Почему? Видимо, причина в том, что ионы карбоната натрия вступают в какую-то реакцию с молекулами воды, ведь только из молекулы воды может образоваться избыток Н⁺ или ОН^–.

Гидролиз солейэто процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате чего изменяется рН раствора.

Какой ион карбоната натрия реагирует с водой? Предположим, что оба. Тогда в растворе происходят процессы:

Na⁺ + HOH NaOH + H⁺, (А)

+ HOH + OH^–. (Б)

Вспомните, что такое «сильный электролит», «слабый электролит» и ответьте на вопрос: какой из этих процессов (А или Б) невозможен в растворе?

Очевидно, невозможен процесс (А), т.к. молекул сильного электролита NаОН в растворе нет, есть только ионы Na⁺ и ОН^–.

Следовательно, происходит процесс (Б), и краткое ионно-молекулярное уравнение гидролиза карбоната натрия выглядит так:

рН > 7, среда щелочная, лакмус синий.

И действительно, лакмус становится синим в растворе карбоната натрия. Почему именно карбонат-анион вступает в реакцию гидролиза? Потому что это ион, соответствующий слабому электролиту, и в результате его взаимодействия с водой образуется слабый электролит (вспомните условия протекания ионных процессов).

В ы в о д. Гидролизу подвергаются соли, содержащие остаток слабого электролита.

Например:

гидролиз не идет, т.к. соль образована двумя сильными электролитами;

гидролиз происходит, т.к. в состав соли входит остаток слабого электролита HNO2;

гидролиз происходит, т.к. в состав соли входит остаток слабого электролита Al(OH)3.

Задание 6.11. Определите, происходит ли гидролиз в растворах хлорида железа(III), силиката натрия, нитрата калия. Ответ поясните.

Алгоритм составления уравнения реакции гидролиза

1. Определить, какие электролиты образуют соль, отметить их силу:

2. Составить уравнение диссоциации соли, подчеркнуть ион, соответствующий слабому электролиту:

CrCl₃ Cr³⁺ + 3Cl^–.

3. Для иона слабого электролита составить уравнение реакции взаимодействия с молекулой воды (уравнение гидролиза):

а) Из молекулы воды притягивается противоположно заряженный ион, в данном случае ОН^–;

б) сумма зарядов до и после реакции равна: (3+) = (2+) + (1+).

4. Определить реакцию среды в образовавшемся растворе: в данном случае образовались ионы Н⁺ – значит, среда кислая, рН < 7.

Задание 6.12. Составить уравнения реакций гидролиза для сульфата алюминия, силиката калия, хлорида натрия, нитрата меди(II), сульфида калия.

Задание 6.13. Как при помощи лакмуса различить бесцветные растворы солей: нитрата свинца(II), сульфата калия, сульфида натрия?

Упражнения к главе 6

1. По каким признакам вещества делят на электролиты и неэлектролиты; сильные и слабые электролиты? Приведите примеры веществ каждого типа.

2. Какие вещества относятся к кислотам? Какие ионы характерны для растворов любых кислот? Ответ подтвердить, составив уравнения электролитической диссоциации серной, фосфорной и азотной кислот.

3. Какие вещества относятся к щелочам? Какие ионы характерны для растворов всех щелочей? Ответ подтвердить, составив уравнения электролитической диссоциации гидроксидов калия, кальция и аммония.

4. Какие вещества относятся к солям? Существуют ли ионы, которые характерны для растворов любых солей? Ответ подтвердить, составив уравнения электролитической диссоциации карбоната натрия, нитрата аммония, хлорида бария, сульфата железа (III).

5. Одинаковый ли цвет приобретет лакмус, если его добавить к растворам:

– перечисленных в задании 2 кислот;

– перечисленных в задании 3 щелочей;

– перечисленных в задании 4 солей?

Почему? Ответ подтвердить составлением необходимых уравнений реакций.

6. Какие признаки помогают установить, что реакция ионного обмена возможна (идет до конца)? Ответ подтвердить, составив уравнения следующих процессов:

а) гидроксид бария + хлорид аммония ... ;

б) нитрат алюминия + гидроксид калия ... ;

в) карбонат кальция + азотная кислота ... ;

г) сульфат меди + фосфат натрия ... ;

д) хлорид железа(II) + нитрат натрия ... .

7. По кратким ионно-молекулярным уравнениям составить молекулярные уравнения реакций:

а) Cu²⁺ + 2OH^– Cu(OH)₂;

б) Fe(OH)₃ + 3H⁺ Fe³⁺ + 3H₂O;

в) 3Mg²⁺ + 2 Mg₃(PO₄)₂;

г) H⁺ + OH^– H₂O.

Какой из предложенных процессов соответствует реакции нейтрализации?

8. Какие из перечисленных ниже веществ, попадая в воду, изменяют окраску индикатора: сернистый газ, аммиак, натрий, сульфат цинка, поваренная соль, негашеная известь, стиральная сода, железо. Почему? Ответ подтвердить составлением необходимых уравнений реакций.

Продолжение следует