596550

Теория электролитической диссоциации.
Основные положения теории электролитической диссоциации.
Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД.
Условия течения реакций ионного обмена до конца.
Диссоциация воды. Водородный показатель

Основные положения теории электролитической диссоциации
Фарадей Майкл
22. IX.1791 – 25.VIII. 1867
Английский физик и химик.
В первой половине 19 в. ввел понятие
об электролитах и неэлектролитах.

Тип химической связи:
ионная,
ковалентная сильно полярная
Электролиты
Соли, кислоты, основания
нр: NaCl, H2SO4, NaOH
Основные положения теории электролитической диссоциации

Неэлектролиты
Тип химической связи:
ковалентная неполярная ,
ковалентная малополярная
Кислород O2, азот N2, водород H2
многие органические вещества – спирты,
глюкоза, сахароза, бензол и др.
Основные положения теории электролитической диссоциации

Сванте Август Аррениус-
1859 – 1927 г.г.
Шведский физико-химик.
Автор теории электролитической
диссоциации (1887 г.)
В 1903 г. награжден Нобелевской премией.
Основные положения теории электролитической диссоциации

+ -
Механизм диссоциации электролитов с ионной связью
Механизм электролитической диссоциации

+ -
Механизм диссоциации электролитов с полярной связью
Механизм электролитической диссоциации

Степень электролитической диссоциации.
Сильные и слабые электролиты
Степень электролитической диссоциации
– число, показывающее, какая часть молекул распалась на ионы.
α = число молекул, распавшихся на ионы / общее число растворенных молекул

Степень диссоциации (α) зависит от
природы растворяемого вещества и растворителя. концентрации раствора.
При разбавлении раствора, α ↑
температуры.
При ↑ температуры степень диссоциации, как правило, ↑
Степень электролитической диссоциации.
Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты (α → 1 или 100%)
соли
2) сильные кислоты
(H2SO4, HCl, HNO3, HClO4, HClO3, HBr, HI и др.)
3) щелочи
(NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 и др.)
Степень электролитической диссоциации.
Сильные и слабые электролиты

Слабые электролиты (α → 0)
1) вода
2) cлабые кислоты
(H2S, H2CO3, H2SiO3, HNO2, H3PO4, H2SO3, HCN, HF, и др.)
2) нерастворимые в воде основания
(Cu(OH)2, Fe(OH)3 и др.)
3) гидроксид аммония NH4OH
Степень электролитической диссоциации.
Сильные и слабые электролиты

Кд (NH4OH) = 1,8 · 10-5
Кд (H2O) = 1,8 · 10-16
Степень электролитической диссоциации.
Сильные и слабые электролиты
Константа диссоциации (Кд ) характеризует способность слабого электролита диссоциировать на ионы.
Чем > Кд, тем легче электролит распадается на ионы.

Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД
Уравнение электролитической диссоциации сильных кислот:
HCl ↔ H+ + Cl-
H2SO4 ↔ 2H+ + SO42-
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.
H2CO3 ↔ H+ + HCO3- К1 > K2
HCO3- ↔ H+ + CO32-
Кислоты – электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов – катионы водорода Н+

Уравнение диссоциации сильных оснований (щелочей)
NaOH ↔ Na+ + OH-
Ba(OH)2 ↔ Ba2+ + 2OH-
Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато.
Fe(OH)2 ↔ FeOH+ + OH- К1 > K2
FeOH+ ↔ Fe2+ + OH-
Основания - электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов - гидроксид-ионы ОН-.
Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД

Уравнение электролитической диссоциации Zn(OH)2
(без учета ступенчатого характера)
2H+ + ZnO22- ↔ H2ZnO2 = Zn(OH)2 ↔ Zn2+ + 2OH-
по типу кислоты по типу основания
Амфотерные гидроксиды – это слабые электролиты,
которые при диссоциации образуют одновременно катионы водорода Н+ и гидроксид-анионы ОН- ,
т.е. диссоциируют по типу кислоты и по типу основания.
Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД

K2CO3 ↔ 2K+ + CO32-
Al2(SO4)3 ↔ 2Al3+ + 3SO42-
Средние (нормальные) соли – сильные электролиты,
образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка.
Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД

NaHCO3 ↔ Na+ + HCO3- (α = 1)
НСО3- ↔ Н+ + СО32- (α << 1)
Кислые соли – сильные электролиты, диссоциирующие
на катион металла и сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и кислотный остаток.
Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД

Основные соли – электролиты, которые при диссоциации образуют анионы кислотного остатка и сложные катионы, состоящие из атомов металла и гидроксогрупп ОН-.
Fe(OH)Cl ↔ Fe(OH)+ + Cl- (α = 1)
Fe(OH)+ ↔ Fe2+ + OH- (α <<1)
Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД

Условия течения реакций ионного обмена до конца
Реакции, протекающие между ионами,
называются ионными реакциями.

образование малорастворимых веществ (осадки ↓)
2) образование газообразных или летучих веществ (↑)
3) образование малодиссоциирующих веществ - слабых электролитов (например, воды Н2О)
Условия течения реакций обмена между сильными электролитами в водных растворах до конца:
Условия течения реакций ионного обмена до конца

Реакции с образованием малорастворимых веществ,
выпадающих в осадок
молекулярное уравнение:
AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3
полное ионное уравнение:
Ag+ + NO3- + H+ + Cl- → AgCl↓ + H+ + NO3-
сокращенное ионное уравнение:
Ag+ + Cl- → AgCl↓
Условия течения реакций ионного обмена до конца

2. Реакции, протекающие с образованием газообразных
или летучих веществ
молекулярное уравнение:
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2↑ + H2O
полное ионное уравнение:
2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- → 2Na+ + 2Cl- + CO2↑ + H2O
сокращенное ионное уравнение:
CO32- + 2H+ → CO2↑ + H2O
Условия течения реакций ионного обмена до конца

3. Реакции, идущие с образованием малодиссоциирующих веществ –
слабых электролитов
молекулярное уравнение:
NaOH + HCl → NaCl + H2O
полное ионное уравнение:
Na+ + OH- + H+ + Cl- → Na+ + Cl- + H2O
сокращенное ионное уравнение:
OH- + H+ → H2O
Условия течения реакций ионного обмена до конца

Если исходными веществами реакций обмена
являются сильные электролиты, которые при взаимодействии не образуют малорастворимых или малодиссоциирующих веществ,
то такие реакции не протекают.
Например,
2NaCl + Ca(NO3)2 ≠ 2NaNO3 + CaCl2
Обратите внимание!

Диссоциация воды. Водородный показатель
H2O ↔ H+ + OH-
При 250С [Н+] = [ОН-] = 10-7 моль/л.
Кн2о = [Н+] · [ОН-] = 10-7 ∙ 10-7 = 10-14
Произведение концентраций
ионов водорода Н+ и гидроксид-ионов ОН-
называется ионным произведением воды (Кн2о)

Диссоциация воды. Водородный показатель
Водородный показатель рН - это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода Н+
рН = - lg [Н+]

Если [Н+] = 10-7 моль/л , то рН = - lg 10-7 = 7
среда раствора нейтральная
Если [Н+] < 10-7 моль/л, то рН > 7
среда раствора щелочная
Если [Н+] > 10-7 моль/л, то рН < 7
среда раствор кислая
Диссоциация воды. Водородный показатель