Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: Археология Биология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Техника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ? Влияние общества на человека Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления	Главная Избранные Случайная статья Познавательные Новые добавления Обратная связь FAQ Основные положения Теории электролитической диссоциации ⇐ ПредыдущаяСтр 9 из 25Следующая ⇒ Согласно теории электролитической диссоциации С. Аррениуса и Д. И. Менделеева можно сформулировать основные положения теории электролитической диссоциации (ТЭД): При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации). Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется ассоциацией). Определение Степень электролитической диссоциации α показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы общ(Nобщ) к общему числу молекул, введенных в раствордисс.(Nдисс.) и зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации: дисс.общα=Nдисс.Nобщ Основываясь на теории электролитической диссоциации можно дать определения важнейшим классам неорганических соединений     Название Определение Уравнение диссоциации Оксиды Неэлектролиты, состоят из атомов элемента и кислорода Не диссоциируют в водных растворах Кислоты Электролиты, при диссоциации образуют катионы водорода H2SO4→2H++SO42− HNO3→H++NO3− HCl→H++Cl− H2CO3⇌2H++CO32− H3PO4⇌3H++PO43− CH3COOH⇌CH3COO−+H+ H2C2O4⇌2H++C2O42− Основания Электролиты, при диссоциации образуют гидроксид-анионы.Растворимые в воде основания называют щелочами NaOH→Na++OH− KOH→K++OH− Ca(OH)2→Ca2++2OH− Ba(OH)2→Ba2++2OH− NH3⋅OH⇌NH4++OH− Соли Электролиты, при диссоциации образуют катионы металла и анионы кислотного остатка Na2SO4→2Na++SO42− KNO3→K++NO3− CaCl2→Ca2++Cl− Na2CO3→2Na++CO32− Mg3(PO4)2→3Mg2++2PO43− (CH3COO)2Zn→2CH3COO−+Zn2+ BaC2O4→Ba2++C2O42− Определение Электролитами называют вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относят большинство неорганических соединений и растворимые соли органических кислот. Большинство органических соединений не проводят электрический ток и относятся к неэлектролитам. Согласно теории электролитической диссоциации, предложенной С. Аррениусом, для количественной оценки диссоциации используют количественный показатель - степень диссоциации. Определение Степень диссоциации (α) – это отношение числа частиц, распавшихся на ионы общ(Nобщ) к общему числу частиц, введенных в раствордисс.(Nдисс.): дисс.общα=Nдисс/Nобщ Степень диссоциации зависит от следующих факторов: от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H2O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов. от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. КЛАССИФИКАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ По степени диссоциации электролиты делятся на сильные (α>30%) и слабые (α<30%). Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот) являются сильными электролитам. Кроме того, электролитами являются растворы кислот и щелочей (растворимых оснований), при этом сила кислот и оснований зависит от степени диссоциации: Электролиты
	Сильные α >30%	Слабые α < 30%
кислоты	HNO3 H2SO4 HCl, HBr, HI HClO4,HClO3	HNO2 H2SO3 HF HClO2,HClO H2CO3,H2SiO3,H2S,CH3(COO)2 и др.
основания	Ca(OH)2,Mg(OH)2 растворимые в воде основания - щелочи	водный раствор аммиака (NH3⋅H2O), нерастворимые в воде основания ("Н" и "М" в таблице растворимости)

Определение

Сильные электролиты - это такие электролиты, которые в водных растворах (даже концентрированных) практически полностью диссоциируют на ионы. Степень диссоциации.стремится к единице (100%)

Сильные электролиты диссоциируют практически необратимо, поэтому в их водных растворах не содержится исходных молекул или негидратированных ионов, в уравнении диссоциации используют символ "→"

Определение

Слабые электролиты - не полностью диссоциируют на ионы в водных растворах. Их степень диссоциации значительно меньше единицы, а в большинстве случаев стремится к нулю

Диссоциация слабых электролитов обратима, то есть одновременно с ней протекает и противоположный процесс – ассоциация, в уравнении используют символ "⇔"

В растворах слабых электролитов преобладают не ионы, а недиссоциированные молекулы. Именно этим, например, объясняется, что растворы уксусной кислоты сохраняют запах даже при сильном разбавлении водой (обонятельные рецепторы реагируют на молекулы веществ, а не на ионы).

С точки зрения теории электролитической диссоциации можно рассматривать строение и свойства кислот, оснований и солей.

Определение

Кислоты - это электролиты, которые в растворе диссоциируют с образованием катионов только одного типа - гидратированных ионов водорода.

Диссоциация сильных кислот протекает в одну стадию, то есть одноступенчато, с одновременным отщеплением всех катионов водорода:

H2SO4→2H++SO42−

 

HNO3→H++NO3−

Слабые кислоты диссоциируют многоступенчато (число ступеней диссоциации = числу атомов Н в кислоте):

I) H2CO3⇔H++HCO3− гидрокарбонат-ион

II) HCO3−⇔H++CO32− карбонат-ион

Определение

Основания - это электролиты, которые в растворе диссоциируют с образованием в качестве отрицательных ионов только гидроксид-анионов.

Диссоциация сильных оснований протекает в одну стадию, то есть одноступенчато при этом происходит отщепление сразу всех гидроксо-групп:

 

NaOH→Na++OH−

 

Ca(OH)2→Ca2++2OH−

Слабые основания диссоциируют многоступенчато (число ступеней = числу гидроксильных групп):

I) Cr(OH)3⇔OH−+Cr(OH)2+ катион дигидроксохрома (III)

II) Cr(OH)2+⇔OH−+Cr(OH)2+ катион гидроксохрома (III)

III) Cr(OH)2+⇔OH−+Cr3+ катион хрома (III)

Определение

Соли - это электролиты, которые диссоциируют в растворе с образованием катиона металла и аниона кислотного остатка:

NaOH→Na++OH–

K2SO4→2K++SO42–.

Кислые соли диссоциируют с образованием катиона металла и сложного аниона, состоящего из водорода и кислотного остатка. Сложный анион затем диссоциирует на катион водорода и анион кислотного остатка:

I) KH2PO4⇔K++H2PO4−+ дигидрофосфат-ион

II) H2PO4−⇔H++HPO42− гидрофосфат-ион

III) HPO42−⇔H++PO43− фосфат-ион

Основные соли диссоциируют с образованием аниона кислотного остатка и сложного катиона, состоящего из гидроксогруппы и металла. Сложный катион затем диссоциирует на гидроксид-ион и катион металла:

I) (Fe(OH)2)2SO4⇔SO42−+2Fe(OH)2+ катион дигидроксожелеза (III)

II) Fe(OH)2+⇔OH−+Fe(OH)2+ катион гидроксожелеза (III)

III) Fe(OH)2+⇔OH−+Fe3+ катион железа (III)

Обратимые реакции

Как уже говорилось ранее, вещества, вступающие в химическую реакцию, называются реагентами, а получающиеся в ходе химического превращения — продуктами реакции. По правилам, реагенты записываются в левой части уравнения, а продукты — в правой. Однако в реакционной смеси может протекать как взаимодействие реагентов, так и взаимодействие продуктов, и такие реакции называются обратимыми.

Определение

Реакции, которые при заданных условиях протекают как в прямом, так и в обратном направлении, называют обратимыми.

Чтобы отразить возможность протекания такой реакции в прямом и обратном направлении, в химическом уравнении не ставят знак «равно», а используют символ «»«⇔»:

реагентыпродуктыреагенты⇔продукты.

Следует отметить, что обратимы практически все химические реакции. Но для протекания некоторых типов реакций в противоположном направлении требуются большие затраты энергии; тогда их считают необратимыми.

Обратимые реакции очень распространены в химии. К ним относятся диссоциация воды и слабых кислот, гидролиз некоторых солей, реакции водорода с бромом, иодом и азотом, многие промышленно важные реакции, такие как

(г)(г)(г)2SO2(г)+O2(г)=2SO3(г)

(г)(г)(г)CO(г)+2H2(г)=CH3OH(г)

(г)(г)(г)2CH4(г)=C2H2(г)+3H2(г)

(г)(г)(г)C2H4(г)+H2O(г)=C2H5OH((г)

(т)(г)(г)(г)C(т)+H2O(г)=CO(г)+H2(г)

(г)(г)(г)(г)CH4(г)+H2O(г)=CO(г)+3H2(г).

С точки зрения эффективности проведения промышленного химического процесса, обратимость реакций является негативным фактором, так как выход продукта в таких реакциях не превышает 30 %.

Химическое равновесие

Во всех обратимых реакциях скорость прямой реакции уменьшается, скорость обратной реакции возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными и не установится состояние химического равновесия.

Направление протекания химической реакции определяется условиями ее проведения (температурой, давлением, концентрацией веществ).

При равновесии все количества веществ постоянны, поэтому возникает впечатление, что в системе ничего не происходит. На самом деле и прямая, и обратная реакции протекают одновременно и с одинаковой скоростью: сколько продуктов образуется за счет прямой реакции, столько же их расходуется в обратной реакции. Химическое равновесие имеет динамический характер.

Определение

Химическое равновесие — состояние химической реакции, при котором количества исходных веществ и продуктов не меняются со временем.

Состав равновесной смеси, состоящей из реагентов и продуктов, зависит от условий. Если в смеси продуктов больше, чем исходных веществ, то говорят, что равновесие смещено вправо, в сторону продуктов реакции. Если же в смеси преобладают исходные вещества, а продуктов мало, то считают, что равновесие смещено влево, то есть в сторону исходных веществ.