Р р н р

N(общ)

N(продисс)

α = -----------------

Степень диссоциации меняется от 0 до 1 (или от 0% до 100%).

Если степень диссоциации равна 0 – вещество относится к неэлектролитам.

Степень диссоциации веществ – величина, зависящая от различных факторов:

1) чем выше температура, тем степень диссоциации выше;

2) чем больше концентрация вещества, тем степень диссоциации меньше.

По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые:

Сильные электролиты(α=1)	Слабые электролиты(α < 1)
1. Все соли (растворимые). Нерастворимые соли практически не образуют ионов в растворе.	1.--------
2. Кислоты: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, HMnO4, H2SO4(по первой ступени)	2. Кислоты: HF, HNO2, HClO, H2SO3, H2S, H2CO3, H2SiO3, H3PO4.
3. Основания: щелочи – NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; гидроксиды щелочноземельных металлов - Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.	3. Основания: все нерастворимые гидроксиды и гидроксид аммония.

Процесс диссоциации можно записать следующим образом:

1. Если электролит – сильный, он диссоциирует полностью в ОДНУ СТУПЕНЬ, все молекулы превращаются в ионы:Cu(NO₃)₂ à Cu²⁺ + 2NO₃^- (α=1)

Ва(OH)₂ à Ba²⁺ + 2OH^- (α=1)

2. Если электролит – слабый, он диссоциирует по ступеням, не полностью, степень диссоциации на каждой следующей ступени гораздо меньше, чем на предыдущей:

H₂S ⇄ H⁺ + HS^- (α < 1)

HS^- ⇄ H⁺ + S^2- (α << 1)

Mg(OH)₂ ⇄ Mg(OH)+ + OH^-(α < 1)

Mg(OH)⁺ ⇄ Mg²⁺ + OH^- (α << 1)

3. Если в составе вещества есть связи разных типов, то сначала диссоциируют ионные связи, затем наиболее полярные:

NaHCO₃ à Na⁺ + HCO₃^- (α=1) HCO₃^- ⇄ H⁺ + CO₃^2- (α < 1)

Cu(OH)Cl à CuOH⁺ + Cl^- (α=1) CuOH⁺ ⇄ Cu²⁺ + OH^- (α < 1)

Константа диссоциации

В растворах слабых электролитов вследствие их неполной диссоциации устанавливается динамическое равновесие меж­ду недиссоциированными молекулами и ионами. Например, для уксусной кислоты:

Константу равновесия, характеризующую процесс диссо­циации слабого электролита, называют константой диссо­циации. Константа диссоциации характеризует способность электролита (кислоты, основания, воды) диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем легче электро­лит распадется на ионы, следовательно, тем он сильнее. Зна­чения констант диссоциации для слабых электролитов приво­дятся в справочниках.

Реакции ионного обмена – это реакции между сложными веществами в растворах, в результате которых реагирующие вещества обмениваются своими составными частями.

Примеры: ZnO + Н₂SО₄ = ZnSО₄ + Н₂О,

AgNО₃ + КВr = АgВr↓ + КNО₃,

В каком случае возможна химическая реакция между двумя электролитами?

Правило Бертолле

Реакции обмена в растворах электролитов возможны только тогда, когда в результате реакции образуется либо твердое малорастворимое вещество, либо газообразное, либо малодиссоциирующее, то есть слабый электролит.

Составление уравнений реакций ионного обмена:

1.Записываем молекулярное уравнение реакции, не забудьте расставить коэффициенты:

3NaOH + FeCl₃ = Fe(OH)₃ + 3NaCl

2.С помощью таблицы растворимости определяем растворимость каждого вещества.

3NaOH + FeCl₃ = Fe(OH)₃ ¯+ 3NaCl

3.Составляем полное ионное уравнение. Сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и газообразные вещества записывают в виде молекул. 3Na⁺ + 3OH^- + Fe³⁺ + 3Cl^- = Fe(OH)₃ + 3Na⁺ + 3Cl^-

4.Находим одинаковые ионы (они не приняли участия в реакции в левой и правой частях уравнения реакции) и сокращаем их слева и справа.

3Na ⁺ + 3OH^- + Fe³⁺ + 3 Cl ^- = Fe(OH)₃ + 3Na ⁺ + 3Cl ^-

5.Составляем итоговое сокращенное ионное уравнение (выписываем формулы ионов или веществ, которые приняли участие в реакции).

Fe³⁺ + 3OH^- = Fe(OH)₃

Правила написания ионной формы:

1.В виде ионов не представляют: неэлектролиты (оксиды, простые вещества); осадки; газы; воду; слабые кислоты и основания.

2. Ионы кислотных остатков кислых солей (НСО₃^-, Н₂РО₄^-) и основных солей Al(OH)²⁺ - пишут целиком.

3.Суммарный заряд в правой и левой части уравнения должен быть одинаковым.

4.Реакция может протекать до конца также, если образуется комплексное соединение.

Дата добавления: 2014-01-20