Степень диссоциации
Степенью электролитической диссоциации называется отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству растворенного электролита: α = n(X)ионизированное/n(Х)растворенное. Значение α может изменяться от 0 до 1, часто выражается в % от 0% до 100%. Степень диссоциации показывает, какая часть растворенного количества электролита при данных условиях находится в растворе в виде гидратированных ионов. В зависимости от полноты диссоциации электролита в растворе все электролиты делят на сильные и слабые.
Сильные электролиты существуют в растворе только в виде гидратированных ионов. Их диссоциация происходит полностью и необратимо. В уравнениях диссоциации таких электролитов обычно ставят знак равенства, чтобы подчеркнуть отсутствие в растворе молекул соответствующего вещества:
Сильными электролитами являются:
1. Большинство солей.
2. Сильные кислоты: например, HClO3, HMnO4, HJ, HBr, HCl, HNO3, HClO3, H2SeO4, H2SO4 и некоторые другие.
3. Сильные основания (щелочи): все гидроксиды s-металлов I и II групп периодической системы, кроме Be(OH)2 и Mg(OH)2.
Слабые электролиты диссоциируют лишь частично, так как их диссоциация является обратимым равновесным процессом, что и отражается знаком обратимости в уравнениях диссоциации:
Такие электролиты существуют в растворе и в виде гидратированных ионов, и в виде недиссоциированных молекул, причем, доля молекул значительно превышает содержание ионов. К слабым электролитам относятся:
1. Слабые кислоты, например, HF, HNO2, H2SO3, H3PO4, H2CO3 и большинство органических кислот.
2. Слабые основания и амфотерные гидроксиды металлов: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Be(OH)2, Zn(OH)2, а также органические основания (СН3NH2).
3. Очень слабым электролитом является вода, молекулы которой очень плохо диссоциируют (α = 2*10 -9 ).
Диссоциация слабых многоосновных кислот и многокислотных оснований или амфотерных гидроксидов протекает ступенчато:
Легче всего протекает первая стадия, а каждая последующая стадия диссоциации протекает значительно хуже, чем предыдущая, т.к. только на первой стадии происходит ионизация нейтральной молекулы, а на последующих ион Н + или ОН — отрывается от противоположно заряженного иона.
Степень диссоциации слабых электролитов зависит от ряда факторов.
1. Природы электролита
2. Природы растворителя
3. Концентрации электролита в растворе.
5. Влияния сильных электролитов.
Примеры решения задач, связанных с рассматриваемыми вопросами.
Пример 1. Вычислите число ионов в растворе, содержащем 3,42 г сульфата алюминия.
| Дано: m(Al2(SO4)3 = 3,42 г M(Al2(SO4)3 = 342г/моль NA = 6,02*10 23 моль -1 | 1. Так как число частиц определяется по N = nNA, то вычислим количество вещества соли: m(Al2(SO4)3) 3,42 г N(Al2(SO4)3) = M(Al2(SO4)3) = 342 г/моль = 0,01 моль 2. Сульфат алюминия – растворимая соль, сильный электролит, полностью диссоциирующий по уравнению: Al2(SO4)3 = 2Al 3+ + 3SO4 2- Следовательно, общее количество ионов, перешедших в раствор при диссоциации соли составляет: n(ионов Al2(SO4)3) = 2 n(Al 3+ ) + 3 n(SO4 2- ), следовательно, n ионов в Al2(SO4)3 = 2+3 = 5n(Al2(SO4)3) = 5 * 0,01 = 0,05 моль. 3. Вычислим число ионов соли по их количеству в растворе вещества: N(ионов в Al2(SO4)3) = n(ионов в (Al2(SO4)3)*NA = 0,05моль*6,02*10 23 моль -1 = 3*10 22 Ответ: 3 * 10 22 |
| N (ионов) = ? |
Пример2.Вычислите молярную концентрацию ионов Н + в растворе хлороводорода, если ω(НСl) = 38%, ρ(раствора HCl) = 1,18 г/мл.
| Дано: ω(НСl) = 38% ρ(р-ра HCl) = 1,18 г/мл М(HCl) = 36,5 г/моль | Так как ионы Н + образуются в результате полной диссоциации HCl, по уравнению HCl = H + + Cl — , то для нахождения концентрации ионов Н + найдем сначала молярную концентрацию HCl по формуле 10* ω(НСl)*ρ(раствора HCl)10 *38 * 1,18 С(HCl) = М (НСl) = 36,5 = 12,3моль/л На основании полной диссоциации НСl , сильного электролита, n(HCl) = n(Н + ) и с(Н + ) = с(НСl) = 12,3 моль/л Ответ: 12,3 моль/л |
| С(Н + ) = ? |
Пример 3. Какую массу медного купороса (CuSO4*5H2O) надо взять для приготовления 500 мл раствора с массовой долей ионов Cu 2+ 2% (плотность раствора 1,05 г/мл)?
| Дано: ϑ (р-ра CuSO4) = 500 мл ρ(р-ра CuSO4) = 1,05г/мл ω(Cu 2+ ) = 2% = 0,02 М(CuSO4*5Н2О)= 250г/моль | 1. Вычислим массу раствора: m(р-ра (CuSO4) = ρ(р-ра CuSO4) * ϑ (р-ра CuSO4) = 1,05г/мл * 500 мл = 525 г 2. Вычислим массу и количество ионов Cu 2+ : m (Cu 2+ )= ω(Cu 2+ ) * m(р-ра (CuSO4) = 0,02 * 525 г = 10,5 г m(Cu 2+ ) 10,5 г n(Сu 2+) =M(Cu 2+ ) = 64 г/моль= 0,164 моль 3. Ионы Cu 2+ образуются в растворе при растворении и полной диссоциации кристаллогидрата по уравнению: CuSO4*5Н2О(крист.) = Cu 2+ (p) + SO4 2- (p) + 5H2O(ж) Согласно уравнению реакции диссоциации n(Сu 2+ ) = n(крист) = 0,164 моль 4. Вычислим массу кристаллогидрата: m(CuSO4*5Н2О) = n(CuSO4*5Н2О)* М(CuSO4*5Н2О) = 0,164 моль * 250 г/моль = 41,0 г ответ: 41,0 г. |
| m(CuSO4*5Н2О) = ? |
Пример 4. Вычислите молярное количество ионов водорода в растворе, содержащем 6 г уксусной кислоты, если степень диссоциации кислоты равна 3%.
| Дано: m(СН3СООН) = 6 г α(СН3СООН) = 3% = 0,03 М(СН3СООН) = 60 г/моль | 1. Найдем молярное количество растворенной уксусной кислоты в растворе: m(СН3COOH)6 г n(СН3СООН) = M(CH3COOH) = 60г/моль = 0,1 моль 2. Найдем количество кислоты, распавшейся на ионы: n(СН3СООН) = α *n(СН3СООН) = 0,03 * 0,1 моль = 0,003 моль 3. В соответствии с уравнением реакции диссоциации кислоты СН3СООН ↔ Н + + СН3СОО — n(Н + ) = n(CН3COO — ) = n(СН3СООН) = 0,003 моль Ответ: 0,003 моль |
| n(Н + ) = ? |
Пример 5. К раствору, содержащему 1 моль уксусной кислоты, прибавили 8,2 г ацетата натрия. Вычислите количества СН3СООН и ацетат-ионов в полученном растворе.
| Дано: n(СН3СООН)раств. = 1 моль m(СН3СООNa) = 8,2 г M(СН3СООNa) = 82 г | 1. Запишем уравнение реакции диссоциации обоих электролитов: СН3СООН ↔ СН3СОО — + Н + СН3СООNa ↔ СН3СОО — + Na + По принципу Ле-Шателье равновесие диссоциации слабой кислоты под влиянием ионов СН3СОО — , образуемых в основном в результате полной диссоциации соли, сильно смещено влево, поэтому можно считать, что количество недиссоциированных молекул СН3СООН равно практически количеству кислоты, т.е. 1моль. Общее молярное количество ацетат-ионов СН3СОО — теоретически равно сумме n(СН3СОО — )общ. = n(СН3СОО — )соли + n(СН3СОО — )к-ты Из-за подавления диссоциации кислоты в присутствии ее соли можно считать, что общее количество анионов СН3СОО — будет практически равно n(СН3СОО — )соли. Найдем количество вещества соли: m(СН3СООNa) 8,2 г n(СН3СООNa)раств. = M(СН3СООNa) = 82 г/моль = 0,1 моль Согласно формуле соли и уравнению ее диссоциации n(СН3СОО — ) = n(соли) = 0,1 моль Ответ: 1 моль молекул СН3СООН и 0,1 моль ацетат-ионов. |
| n(СН3СООН)недиссоц. = ? n(СН3СОО — ) = ? |
Тесты и задачи для самоподготовки
Тесты
1. Выберите электролит, в растворе которого будет наибольшее число ионов, если количество вещества электролитов одинаково:
А.СН3СООNa Б.H3PO4 B. H2SO4 Г. K3PO4 Д. Ba(NO3)2
2. Водный раствор содержит ионы Na + , K + , HCO3 — , SO4 2- . Какие два вещества могли быть взяты для приготовления такого раствора?
3. Выберите вещества, указанные количества которых дают в растворе одинаковое количество ионов хлора:
А. 0,15 моль СаСl2 Б. 0,3 моль KClO3 В. 0,03 моль HCl
Г. 0,3 моль NaCl Д. 0,1 моль AlCl3 Е. 0,3 моль AlCl3
4. Раствор содержит смесь кислот HCl и HClO. Какие ионы и молекулы в основном содержит этот раствор?
А. Н + Б. ОН — В.ClO — Г.Cl — Д. Н2О Е. НСl Ж. НСlО
5. Выберите соединения, добавление небольших количеств которых уменьшит степень диссоциации Н3РО4:
А.КОН Б.НСl В. NaH2PO4 Г. CH3COOH
6. В водном растворе аммиака устанавливается равновесие:
Как изменится степень диссоциации гидрата аммиака при добавлении небольших количеств: а) HCl; б) NaOH; в) NH4Cl?
А.уменьшится Б. увеличится В. не изменится
7. При увеличении температуры степень диссоциации слабого электролита увеличивается. Процесс диссоциации слабого электролита является:
А. экзотермическим Б. эндотермическим
8. Какой объем хлороводорода (н.у.) был растворен в воде, если получили раствор с концентрацией ионов Н + 0,1 моль/л?
А. 1,12 л Б. 2,24 л В. 4,48 л
Задачи
72. Вычислите молярную концентрацию ионов Н + в растворе, 100 мл которого содержат 0,01 моль H2SO4, если степень диссоциации по первой ступени α1 = 30%. Диссоциацией по второй ступени пренебречь.
73. Какой минимальный объем раствора гидроксида бария с ω% Ва(ОН)2 = 17,1% и ρ(р-ра) 1,1 г/мл нужен для полного осаждения всех ионов SO4 2- , образовавшихся в растворе при полном растворении 4,74 г алюмокалиевых квасцов (КАl(SO4)2*12H2O) ?
Источник
Электролитическая диссоциация
Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.
Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.
В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:
KA ⇄ K + (катион) + A — (анион)
Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.
У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы и H другой молекулы.
Ступени диссоциации
Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H2SO4, H3PO4.
Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:
Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.
Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:
Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:
Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.
Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.
Электролиты и неэлектролиты
Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.
Электролиты — жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. Связи в их молекулах обычно ионные или ковалентные сильнополярные.
К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).
Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.
Неэлектролиты — вещества недиссоциирующие в растворах на ионы. В молекулах эти веществ связи ковалентные неполярные или слабополярные.
К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.
Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят электрический ток.
Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения
Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:
Полные ионные уравнения записываются путем разложения молекул на ионы. Запомните, что нельзя раскладывать на ионы:
- Слабые электролиты (в их числе вода)
- Осадки
- Газы
Сокращенное ионное уравнение записывается путем сокращения одинаковых ионов из левой и правой части. Просто, как в математике — остается только то, что сократить нельзя.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Блиц-опрос по теме Электролитическая диссоциация
Источник