Как пишутся уравнения электрической диссоциации

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)

NaCl ⇄ Na⁺ + Cl^—

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:

Na₃PO₄ ⇄ 3Na⁺ + PO₄^3-

Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.

K₂SO₄ ⇄ 2K⁺ + SO₄^2-

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.

Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые электролиты.

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.

Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.

К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.

В чем же суть процесса электролитической диссоциации?

Поместим в пробирку несколько кристаллов хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое время кристаллы растворятся. Что произошло?
Хлорид натрия – вещество с ионной кристаллической решеткой. Кристалл NaCl состоит из ионов Na⁺ и Cl^—. В воде этот кристалл распадается на структурные единицы-ионы. При этом распадаются ионные химические связи и некоторые водородные связи между молекулами воды. Попавшие в воду ионы  Na⁺ и Cl^— вступают во взаимодействие с молекулами воды. В случае хлорид-ионов можно говорить про электростатическое притяжение дипольных (полярных) молекул воды к аниону хлора, а в случае катионов натрия оно приближается по своей природе к донорно-акцепторному (когда электронная пара атома кислорода помещается на вакантные орбитали иона натрия). Окруженные молекулами воды ионы покрываются гидратной оболочкой. Диссоциация хлорида натрия описывается уравнением:

NaCl = Na⁺ + Cl^–

При растворении в воде соединений с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе. Например, соляная ксилота диссоциирует на ионы так: HCl = H⁺ + Cl^—.

При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.

Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:

Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.

α=N_{продисс}/N_исх, где:

N_{продисс} — это число продиссоциировавших молекул,

N_исх — это исходное число молекул.

По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные  и слабые.

Сильные электролиты (α≈1):

1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH₃COOK, формиат натрия HCOONa и др.)

2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO₃, H₂SO₄ (по первой ступени), HClO₄  и др.;

3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е. степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ. В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.

Слабые электролиты (α<1):

1. Слабые кислоты, в т.ч. органические;

2. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH₄OH;

3. Нерастворимые и некоторые малорастворимые соли (в зависимости от растворимости).

Неэлектролиты:

1. Оксиды, не взаимодействующие с водой (взаимодействующие с водой оксиды при растворении в воде вступают в химическую реакцию с образованием гидроксидов);

2. Простые вещества;

3. Большинство органических веществ со слабополярными или неполярными связями (альдегиды, кетоны, углеводороды и т.д.).

Как диссоциируют вещества? По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты диссоциируют полностью (в насыщенных растворах),  в одну ступень, все молекулы распадаются на ионы, практически необратимо. Обратите внимание — при диссоциации в растворе образуются только устойчивые ионы. Самые распространенные ионы можно найти в таблице растворимости — это ваша официальная шпаргалка на любом экзамене.  Степень диссоциации сильных электролитов примерно равна 1. Например, при диссоциации фосфата натрия образуются ионы Na⁺ и PO₄^3–:

Na₃PO₄ → 3Na⁺ +PO₄^3-

 NH₄Cr(SO₄)₂  →  NH₄⁺ + Cr³⁺ + 2SO₄^2–

Диссоциация слабых электролитов: многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо. Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц. Например, угольная кислота:

H₂CO₃ ↔ H⁺ + HCO₃^–

HCO₃^– ↔ H⁺ + CO₃^2–

Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:

Mg(OH)₂ ⇄ Mg(OH) + OH^–

Mg(OH)⁺ ⇄ Mg²⁺ + OH^–

Кислые соли диссоциируют также ступенчато, сначала разрываются ионные связи, затем — ковалентные полярные. Например, гидрокабонат калия и гидроксохлорид магния:

KHCO₃ ⇄ K⁺ + HCO₃^– (α=1)        

HCO₃^– ⇄ H⁺ + CO₃^2– (α < 1)

     Mg(OH)Cl ⇄ MgOH⁺ + Cl^– (α=1)      

MgOH⁺ ⇄ Mg²⁺ + OH^– (α<< 1)

 Степень диссоциации слабых электролитов намного меньше 1: α<<1.

Основные положения теории электролитической диссоциации, таким образом:

1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы.

2. Причина диссоциации электролиты в воде – это его гидратация, т.е. взаимодействие с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

3. Под действием внешнего электрического поля положительно заряженные ионы двигаюися к положительно заряженному электроду — катоду, их называют катионами. Отрицательно заряженные электроны двигаются к отрицательному электроду – аноду. Их называют анионами.

4. Электролитическая диссоциация происходит обратимо для слабых электролитов, и практически необратимо для сильных электролитов.

5. Электролиты могут в разной степени диссоциировать на ионы — в зависимости от внешних условий, концентрации и природы электролита.

6. Химические свойства ионов отличаются от свойств простых веществ. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые из него образуются при диссоциации.

Примеры.

1. При неполной диссоциации 1 моль соли общее количество положительных и отрицательных ионов в растворе составило 3,4 моль. Формула соли – а) K₂S    б) Ba(ClO₃)₂    в) NH₄NO₃   г) Fe(NO₃)₃

Решение: для начала определим силу электролитов. Это легко можно сделать по таблице растворимости. Все соли, приведенные в ответах — растворимые, т.е. сильные электролиты. Далее, запишем уравнения электролитической диссоциации и по уравнению определим максимально число ионов в каждом растворе:

а) K₂S ⇄ 2K⁺ + S^2–, при полном распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не получится никак;

б) Ba(ClO₃)₂ ⇄ Ba²⁺ + 2ClO₃^–, опять при распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не образуется никак;

в) NH₄NO₃ ⇄ NH₄⁺+ NO₃^–, при распаде 1 моль нитрата аммония образуется 2 моль ионов максимально, больше 2 моль ионов не образуется никак;

г) Fe(NO₃)₃ ⇄ Fe³⁺ + 3NO₃^–, при полном распаде 1 моль нитрата железа (III) образуется 4 моль ионов. Следовательно, при неполном распаде 1 моль нитрата железа возможно образование меньшего числа ионов (неполный распад возможен в насыщенном растворе соли). Следовательно, вариант 4 нам подходит.

Ответ г).

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 2018-2022

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

Электролитическая диссоциация

Материалы портала onx.distant.ru

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Степень диссоциации

Вещества, которые в растворах или расплавах полностью или частично распадаются на ионы, называются электролитами.

Степень диссоциации α — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы N′ к общему числу растворенных молекул N:

α = N′/N

Степень диссоциации выражают в процентах или в долях единицы. Если α =0, то диссоциация отсутствует и вещество не является электролитом. В случае если α =1, то электролит полностью распадается на ионы.

Классификация электролитов

Согласно современным представлениям теории растворов все электролиты делятся на два класса: ассоциированные (слабые) и неассоциированные (сильные) . Неассоциированные электролиты в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Для этого класса электролитов a близко к единице (к 100 %). Неассоциированными электролитами являются, например, HCl, NaOH, K₂SO₄ в разбавленных водных растворах.

Ассоциированные электролиты подразделяются на три типа:

• • 1. Слабые электролиты существуют в растворах как в виде ионов, так и в виде недиссоциированных молекул. Примерами ассоциированных электролитов этой группы являются, в частности, Н₂S, Н₂SO₃, СН₃СOОН в водных растворах.
    2. Ионные ассоциаты образуются в растворах путем ассоциации простых ионов за счет электростатического взаимодействия. Ионные ассоциаты возникают в концентрированных растворах хорошо растворимых электролитов. В результате в растворе находятся как простые ионы, так и ионные ассоциаты. Например, в концентрированном водном растворе КCl образуются простые ионы К + , Cl — , а также возможно образование ионных пар (К + Cl — ), ионных тройников (K₂Cl + , KCl₂ — ) и ионных квадруполей (K₂Cl₂, KCl₃ 2- , K₃Cl 2+ ).
    3. Комплексные соединения (как ионные, так и молекулярные), внутренняя сфера которых ступенчато диссоциирует на ионные и (или) молекулярные частицы.
       Примеры комплексных ионов: [Cu(NH₃)₄] 2+ _, [Fe(CN)₆] 3+ _, [Cr(H₂O)₃Cl₂] + .

При таком подходе один и тот же электролит может относиться к различным типам в зависимости от концентрации раствора, вида растворителя и температуры. Подтверждением этому являются данные, приведенные в таблице.

Таблица. Характеристика растворов KI в различных растворителях

Приближенно, для качественных рассуждений можно пользоваться устаревшим делением электролитов на сильные и слабые. Выделение группы электролитов “средней силы” не имеет смысла. Эти электролиты являются ассоциированными. К слабым электролитам обычно относят электролиты, степень диссоцииации которых мала α

Таким образом, к сильным электролитам относятся разбавленные водные растворы почти всех хорошо растворимых в воде солей, многие разбавленные водные растворы минеральных кислот (НСl, HBr, НNО₃, НСlO₄ и др.), разбавленные водные растворы гидроксидов щелочных металлов. К слабым электролитам принадлежат все органические кислоты в водных растворах, некоторые водные растворы неорганических кислот, например, H₂S, HCN, H₂CO₃, HNO₂, HСlO и др. К слабым электролитам относится и вода.

Диссоциация электролитов

Уравнение реакции диссоциации сильного электролита можно представить следующим образом. Между правой и левой частями уравнения реакции диссоциации сильного электролита ставится стрелка или знак равенства:

HCl → H + + Cl —

Допускается также ставить знак обратимости, однако в этом случае указывается направление, в котором смещается равновесие диссоциации, или указывается, что α≈1. Например:

NaOH → Na + + OH —

Диссоциация кислых и основных солей в разбавленных водных растворах протекает следующим образом:

NaHSO₃ → Na + + HSO₃ —

Анион кислой соли будет диссоциировать в незначительной степени, поскольку является ассоциированным электролитом:

HSO₃ — → H + + SO₃ 2-

Аналогичным образом происходит диссоциация основных солей:

Mg(OH)Cl → MgOH + + Cl —

Катион основной соли подвергается дальнейшей диссоциации как слабый электролит:

MgOH + → Mg 2+ + OH —

Двойные соли в разбавленных водных растворах рассматриваются как неассоциированные электролиты:

Комплексные соединения в разбавленных водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы:

В свою очередь, комплексный ион в незначительной степени подвергается дальнейшей диссоциации:

[Fe(CN)₆] 3- → Fe 3+ + 6CN —

Константа диссоциации

При растворении слабого электролита К А в растворе установится равновесие:

КА ↔ К + + А —

которое количественно описывается величиной константы равновесия К_д, называемой константой диссоциации :

Kд = [К + ] · [А — ] /[КА] (2)

Константа диссоциации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе слабого электролита. Например, в растворе азотистой кислоты HNO₂ ионов Н + больше, чем в растворе синильной кислоты HCN, поскольку К(HNO₂) = 4,6·10 — 4 , а К(HCN) = 4,9·10 — 10 .

Для слабых I-I электролитов (HCN, HNO₂, CH₃COOH) величина константы диссоциации К_д связана со степенью диссоциации α и концентрацией электролита c уравнением Оствальда:

К_д = (α 2· с)/(1-α) (3)

Для практических расчетов при условии, что α

К_д = α 2· с (4)

Поскольку процесс диссоциации слабого электролита обратим, то к нему применим принцип Ле Шателье. В частности, добавление CH₃COONa к водному раствору CH₃COOH вызовет подавление собственной диссоциации уксусной кислоты и уменьшение концентрации протонов. Таким образом, добавление в раствор ассоциированного электролита веществ, содержащих одноименные ионы, уменьшает его степень диссоциации.

Следует отметить, что константа диссоциации слабого электролита связана с изменением энергии Гиббса в процессе диссоциации этого электролита соотношением:

ΔG_T 0 = — RTlnK_д (5)

Уравнение (5) используется для расчета констант диссоциации слабых электролитов по термодинамическим данным.

Примеры решения задач

Задача 1. Определите концентрацию ионов калия и фосфат-ионов в 0,025 М растворе K₃PO₄.

Решение. K₃PO₄ – сильный электролит и в водном растворе диссоциирует полностью:

Следовательно, концентрации ионов К + и РО₄ 3- равны соответственно 0,075М и 0,025М.

Задача 2. Определите степень диссоциации α_д и концентрацию ионов ОН — (моль/л) в 0,03 М растворе NH₃·H₂О при 298 К, если при указанной температуре К_д(NH₃·H₂О) = 1,76× 10 — 5 .

Решение. Уравнение диссоциации электролита:

Концентрации ионов: [NH₄ + ] = α С ; [OH — ] = α С , где С – исходная концентрация NH 3 ·H 2 О моль/л. Следовательно:

K_д = αС · αС /(1 — αС)

К_д ≈ α 2 С

Константа диссоциации зависит от температуры и от природы растворителя, но не зависит от концентрации растворов NH 3 ·H 2 О . Закон разбавления Оствальда выражает зависимость α слабого электролита от концентрации.

α = √( К_д / С) = √(1,76× 10 — 5 / 0,03 ) = 0,024 или 2,4 %

[OH — ] = αС, откуда [OH — ] = 2,4·10 — 2 ·0,03 = 7,2·10 -4 моль/л.

Задача 3. Определите константу диссоциации уксусной кислоты, если степень диссоциации CH₃CОOH в 0,002 М растворе равна 9,4 %.

Решение. Уравнение диссоциации кислоты:

CH₃CОOH → СН₃СОО — + Н + .

α = [Н + ] / С_исх(CH₃CОOH)

откуда [Н + ] = 9,4·10 — 2 ·0,002 = 1,88·10 -4 М.

Kд = [Н + ] 2 / С_исх(CH₃CОOH)

Константу диссоциации можно также найти по формуле: К_д ≈ α 2 С .

Задача 4. Константа диссоциации HNO₂ при 298К равна 4,6× 10 — 4 . Найдите концентрацию азотистой кислоты, при которой степень диссоциации HNO₂ равна 5 %.

Решение.

К_д = α 2 С , откуда получаем С исх (HNO 2 ) = 4,6·10 — 4 /(5·10 — 2 ) 2 = 0,184 М.

Задача 5. На основе справочных данных рассчитайте константу диссоциации муравьиной кислоты при 298 К.

Решение. Уравнение диссоциации муравьиной кислоты

В “Кратком справочнике физико–химических величин” под редакцией А.А. Равделя и А.М. Пономаревой приведены значения энергий Гиббса образований ионов в растворе, а также гипотетически недиссоциированных молекул. Значения энергий Гиббса для муравьиной кислоты и ионов Н + и СООН — в водном растворе приведены ниже:

Изменение энергии Гиббса процесса диссоциации равно:

ΔG_T 0 = — 351,5- (- 373,0) = 21,5 кДж/моль.

Для расчета константы диссоциации используем уравнение (5). Из этого уравнения получаем:

lnK_д = — Δ G_T 0 /RT= — 21500/(8,31 298) = — 8,68

Откуда находим: K_д = 1,7× 10 — 4 .

Задачи для самостоятельного решения

1. К сильным электролитам в разбавленных водных растворах относятся:

1. СН₃СOOH
2. Na₃PO₄
3. NaCN
4. NH₃
5. C₂H₅OH
6. HNO₂
7. HNO₃

13.2. К слабым электролитам в водных растворах относятся:

3. Определите концентрацию ионов NH₄ + в 0,03 М растворе (NH₄)₂Fe(SO₄)₂;

4. Определите концентрацию ионов водорода в 6 мас.% растворе H₂SO₄, плотность которого составляет 1,038 г/мл. Принять степень диссоциации кислоты по первой и второй ступеням равной 100 %.

5. Определите концентрацию гидроксид-ионов в 0,15 М растворе Ba(OH)₂.

6. Степень диссоциации муравьиной кислоты в 0,1 М растворе равна 4 %. Рассчитайте Концентрацию ионов водорода в этом растворе и константу диссоциации НСООН.

7. Степень диссоциации муравьиной кислоты в водном растворе увеличится при:

а) уменьшении концентрации HCOOH;

б) увеличении концентрации HCOOH;

в) добавлении в раствор муравьиной кислоты HCOONa;

г) добавлении в раствор муравьиной кислоты НCl.

8. Константа диссоциации хлорноватистой кислоты равна 5× 10 — 8 . Определите концентрацию HClO, при которой степень диссоциации HClO равна 0,5 %, и концентрацию ионов Н + в этом растворе.

0,002М; 1× 10 — 5 М.

9. Вычислите объем воды, который необходимо добавить к 50 мл 0,02 М раствора NH 3·H 2О, чтобы степень диссоциации NH 3·H 2О увеличилась в 10 раз, если К_д(NH₄OH) = 1,76·10 — 5 .

10. Определите степень диссоциации азотистой кислоты в 0,25 М растворе при 298 К, если при указанной температуре К_д(HNO₂) = 4,6× 10 — 4 .

Электролитическая диссоциация: решение задач

Теоретический материал приведен на страницах:

Освежим в памяти основные моменты, которые необходимы при решении задач.

Степень диссоциации (α) — отношение кол-ва молекул, которые распались на ионы (N’), к общему кол-ву растворенных молекул (N):

• α=0 — диссоциация отсутствует;
• α=0-3% — слабые электролиты — слабые кислоты (H₂SO₃, H₂S, H₂SiO₃), слабые основания;
• α=3%-30% — средние электролиты;
• α=30%-100% — сильные электролиты — соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HNO₃, H₂SO_4(разб.)), некоторые основания (LiOH, KOH, NaOH);
• α=100% — полная диссоциация.

Степень диссоциации зависит от концентрации раствора.

Константа диссоциации электролита (K) — количественная характеристика диссоциации — отношение произведений концентрации ионов, образованных при диссоциации, к концентрации исходных частиц. Для электролита АВ, который диссоциирует по уравнению АВ↔A — +B + :

Константра диссоциации не зависит от концентрации веществ и может колебаться в очень ширком диапазоне — от 10 -16 до 10 15 .

Степень и константа диссоциации связаны между собой соотношением, называемым Законом разведения Оствальда:

K = ([A — ][B + ]):[AB] = C(α 2 :(1-α))

Для слабых электролитов:

Диссоциация воды и её константа диссоциации:

H₂O ↔ H + +OH —
K = ([OH — ][H + ]):[H₂O]

Поскольку вода является очень слабым электролитом, то концентрация [H₂O] является практически неизменной, поэтому, остаётся постоянной и константа диссоциации воды (ионное произведение воды):

K_ω = [OH — ][H + ] = 10 -14 (при 25°C)

Для чистой воды:

[OH — ]=[H + ] = √10 -14 = 10 -7 моль/л

На практике пользуются водородным показателем pH=-lg[H + ]:

• pH=7 — нейтральная среда;
• pH 7 — щелочная среда.

Диссоциация кислот и оснований

Константа диссоциации одноосновных кислот (K_a-кислотный тип диссоциации; А — -кислотный остаток):

Многоосновные кислоты диссоциируют в несколько стадий, у каждой из которых своя константа диссоциации.

Константа диссоциации оснований обозначается K_b.

Диссоциация малорастворимых веществ

Константа диссоциации малорастворимых веществ называется произведением растворимости (ПР).

AgCl_тв=Ag + +Cl —
K = ([Аg + ][Cl — ]):[AgCl_тв]
ПР(AgCl) = [Аg + ][Cl — ] = const

При наличии в растворе нескольких электролитов они диссоциируют в сторону образования: 1) осадков; 2) газов; 3) слабых электролитов.

Взаимодействие солей с водой с образованием кислой и основной соли называется гидролизом.

Примеры решения задач

Пример 1 . Написать молекулярное уравнение, соответствующее ионному уравнению взаимодействия иона водорода (H + ) с гидроксид-ионом (OH — ).

• ион водорода реагирует с гидроксид-ионом с образованием молекулы воды (реакция нейтрализации):
• ионы водорода образуются при диссоциации сильных кислот (HCl);
• гидроксид-ионы образуются при диссоциации сильных оснований (NaOH);

Пример 2 . Написать молекулярное уравнение, соответствующее ионному уравнению взаимодействия иона водорода с карбонат-ионом.

• карбонат-ионы реагируют с ионами водорода с образованием гидрокарбонат-ионов (реакция протекает при недостатке ионов водорода):
• второй вариант данной реакции — образование неустойчивой угольной кислоты, распадающейся на воду и оксид углерода (протекает при избытке ионов водорода):
• Молекулярные уравнения реакций:

Пример 3 . Написать молекулярное уравнение, соответствующее ионному уравнению взаимодействия иона серебра с гидроксид-ионом.

• ион серебра реагирует с гидроксид-ионом с образованием неустойчивого соединения гидроксида серебра, распадающегося на воду и оксид серебра:
• ионы серебра образуются при диссоциации растворимых солей серебра (AgNO₃);
• гидроксид-ионы образуются при диссоциации сильных оснований (NaOH);

Пример 4 . При взаимодействии каких растворов получится карбонат кальция (CaCO₃)?

Из таблицы растворимости видно, что карбонат кальция нерастворим в воде.

• Сокращенное ионное уравнение для получения CaCO₃ будет иметь следующий вид:
• Для решения задачи подойдет любое растворимое соединение кальция, которое будет диссоциировать с образованием ионов Ca 2+ , например, хлорид или нитрат кальция — CaCl₂ или Ca(NO₃)₂;
• В качестве донора ионов CO₃ 2- сойдет любой растворимый в воде карбонат, например, Na₂CO₃ или K₂CO₃;
• Один из вариантов молекулярного уравнения:

Пример 5 . Растворы каких солей нужны для получения:

Пример 6 . Какие вещества образуются при взаимодействии растворов сульфата натрия (Na₂SO₄) и хлорида бария (BaCl₂)?

• Из таблицы растворимости видно, что обе соли растворимы в воде:
• При слиянии растворов образуются катионы натрия и бария и анионы хлора и оксида серы. Из таблицы растворимости видно, что нерастворимую в воде соль даст сочетание Ba 2+ и SO₄ 2- :
• Уравнение реакции будет иметь вид:

Пример 7 . Какая соль выпадет в осадок при взаимодействии нитрата серебра (AgNO₃) и хлорида кальция (CaCl₂)? Написать уравнение реакции.

Пример 8 . Каким образом можно очистить поваренную соль (NaCl) от сульфата натрия (Na₂SO₄)?

Идея решения задачи заключается в добавлении в раствор поваренной соли и сульфата натрия вещества, способного распадаться на ионы, которые свяжут ионы оксида серы в нерастворимую соль, высвободив тем самым ионы натрия.

Роль связывающего вещества выполнит хлорид кальция CaCl₂.

После того, как CaSO₄↓ выпадет в осадок, полученный раствор необходимо будет отфильтровать, после чего в фильтрате будет присутствовать чистая поваренная соль.

Пример 9 . Написать молекулярное и ионное уравнение реакции хлорида алюминия с нитратом серебра.

• Молекулярное уравнение:
• Полное ионное уравнение:
• Сокращенное ионное уравнение:

Пример 10 . Рассчитать концентрацию ионов, образующихся при смешении 1 литра 0,25М раствора BaCl₂ и 1 литра 0,5М раствора Na₂SO₄, после выпадения BaSO₄ в осадок.

• Молекулярное уравнение реакции:
• Сокращенное ионное уравнение:
• Рассчитаем исходные кол-ва ионов:
• (Ba 2+ ) в обменной реакции присутствует в недостатке, поэтому, в реакцию вступает не 0,5, а только 0,25 SO₄ 2- ;
• Объем полученного раствора 1+1=2 литра;
• Рассчитаем молярные концентрации ионов:

Пример 11 . Рассчитать pH водного раствора 0,1М HCl; 0,1M NaOH.

• HCl — сильная кислота, диссоциирует полностью, уравнение диссоциации:
• NaOH — сильное основание, диссоциирует полностью, уравнение диссоциации:

Пример 12 . Рассчитать концентрацию ионов водорода в растворе аммиака с концентрацией 1,5 моль/л (K=1,7·10 -5 ).

• Формула равновесия, установленного в водном растворе аммиака:
• Обозначим через x равновесную концентрацию [OH — ]; тогда [NH₄ + ]=x; [NH₃]=1,5-x:

Пример 13 . Какое кол-во осадка образуется при смешении 250 мл растворов нитрита лития (концентрация 0,3 моль/л) и фторида натрия (0,2 моль/л), если произведение растворимости фторида лития ПР(LiF)=1,5·10 -3 .

• Уравнение реакции:
• Рассчитаем исходные кол-ва ионов:
• Объем раствора равен 0,25+0,25=0,5 л
• Если обозначить через x моль кол-во выпавшего осадка LiF, тогда произведение концентрации ионов в растворе будет равно:
• Масса выпавшего осадка:

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

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 2018-2022

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

Урок №8. Диссоциация кислот, оснований и солей

Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Диссоциация кислот

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (H + )

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Н 3 РО 4 ↔ Н + + Н 2 РО — 4 (первая ступень) – дигидроортофосфат ион

Н 2 РО — 4 ↔ Н + + НРO 2- 4 (вторая ступень) – гидроортофосфат ион

НРО 2- 4 ↔ Н + + PО З- 4 (третья ступень) – ортофосфат ион

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени — по третьей.

Диссоциация оснований

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH — )

Щёлочи – это основания, растворимые в воде (основания щелочных и щелочноземельных металлов) : LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН) 2 , Sr(ОН) 2 , Ва(ОН) 2 , Rа(ОН) 2 , а также NН 4 ОН

Примеры уравнений диссоциации щелочей:

NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH —

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ba(ОН) 2 → Bа(ОН) + + OH — (первая ступень)

Ba(OH) + ↔ Ba 2+ +OH — (вторая ступень)

Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов)

Амфолиты — это электролиты, которые при диссоциации одновре­менно образуют катионы водорода (H + ) и гидроксид-ионы (OH — )

Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН) 2 можно выра­зить уравнением:

2ОН — + Zn 2+ + 2Н 2 О ↔ Zn(ОН) 2 + 2Н 2 О ↔ [Zn(ОН) 4 ] 2- + 2Н +

Диссоциация солей

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов, а также катион аммония (NH + 4 ) и анионы кислотных остатков.

Диссоциация средних солей

Na 3 PO 4 →3Na + + PO 3- 4

Кислые и основные соли диссоци­ируют ступенчато.

Диссоциация кислых солей

У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода.

KHSO 4 → K + + HSO — 4

HSO — 4 ↔ H + + SO 2- 4

Диссоциация основных солей

У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.

MgOHCl → MgOH + + Cl —

MgOH + ↔ Mg 2+ + OH —

ЗАДАНИЕ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ: HF, Mg(OH) 2 , CaCl 2 , Zn(NO 3 ) 2 , Ba(OH) 2 , K 2 SO 4 , H 2 SiO 3 , FeI 3 , NiCl 2 , H 3 PO 4 , Ca(OH) 2 , Na 2 CO 3 , Na 3 PO 4 , HNO 3 , KOH, Ba(OH) 2 , H 2 SO 3 , Ca(NO 3 ) 2 , Ca 3 (PO 4 ) 2 , H 2 S, NaOH, HBr

Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в водных растворах

Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов — катионы водорода Н + . Составим уравнение электролитической диссоциации сильных кислот: а) одноосновной азотной кислоты HNО₃ и б) двухосновной серной кислоты H₂SO₄:

Число ступеней диссоциации зависит от основности слабой кислоты Н_х(Ас), где х — основность кислоты.

Пример: Составим уравнения электролитической диссоциации слабой двухосновной угольной кислоты Н₂СО₃.

Первая ступень диссоциации (отщепление одного иона водорода Н + ):

Константа диссоциации по первой ступени:

Вторая ступень диссоциации (отщепление иона водорода Н + от сложного иона НСО₃ — ):

Растворы кислот имеют некоторые общие свойства, которые, согласно теории электролитической диссоциации, объясняются присутствием в их растворах гидратированных ионов водорода Н + (Н₃О + ).

Основания — это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов — гидроксид-ионы ОН — .

Составим уравнение электролитической диссоциации однокислотного основания гидроксида калия КОН:

Сильное двухкислотное основание Ca(OH)₂ диссоциирует так:

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Число ступеней диссоциации определяется кислотностью слабого основания Ме(ОН)_у, где у — кислотность основания.

Составим уравнения электролитической диссоциации слабого двухкислотного основания — гидроксида железа (II) Fe(OH)₂.

Первая ступень диссоциации (отщепляется один гидроксид-ион ОН — ):

Вторая ступень диссоциации (отщепляется гидроксид-ион ОН — от сложного катиона FeOH + ):

Основания имеют некоторые общие свойства. Общие свойства оснований обусловлены присутствием гидроксид-ионов ОН — .

Каждая ступень диссоциации слабых многоосновных кислот и слабых многокислотных оснований характеризуется определенной константой диссоциации: K₁, K₂, K₃, причем K₁ > K₂ > K₃. Это объясняется тем, что энергия, которая необходима для отрыва иона Н + или ОН — от нейтральной молекулы кислоты или основания, минимальна. При диссоциации по следующей ступени энергия увеличивается, потому что отрыв ионов происходит от противоположно заряженных частиц.

Амфотерные гидроксиды могут реагировать и с кислотами, и с основаниями. Теория электролитической диссоциации объясняет двойственные свойства амфотерных гидроксидов.

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.

К амфотерным гидроксидам относятся Ве(ОН)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃ и другие. Амфотерным электролитом является также вода Н₂O.

В амфотерных гидроксидах диссоциация по типу кислот и по типу оснований происходит потому, что прочность химических связей между атомами металла и кислорода (Ме—О) и между атомами кислорода и водорода (О—Н) почти одинаковая. Поэтому в водном растворе эти связи разрываются одновременно, и амфотерные гидроксиды при диссоциации образуют катионы Н + и анионы ОН — .

Составим уравнение электролитической диссоциации гидроксида цинка Zn(OH)₂ без учета ее ступенчатого характера:

Нормальные соли — сильные электролиты, образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка.

Составим уравнения электролитической диссоциации нормальных солей: а) карбоната калия K₂CO₃, б) сульфата алюминия Al₂(SO₄)₃:

Кислые соли — сильные электролиты, диссоциирующие на катион металла и сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и кислотный остаток.

Составим уравнения электролитической диссоциации кислой соли гидрокарбоната натрия NaHCО₃.

Сложный анион НСО₃ — (гидрокарбонат-ион) частично диссоциирует по уравнению:

Основные соли — электролиты, которые при диссоциации образуют анионы кислотного остатка и сложные катионы состоящие из атомов металла и гидроксогрупп ОН — .

Составим уравнение электролитической диссоциации основной соли Fe(OH)₂Cl — дигидроксохлорида железа (III):

Сложный катион частично диссоциирует по уравнениям:

Для обеих ступеней диссоциации Fe(OH)₂ + .

Электролитическая диссоциация   

Электролитическая диссоциация – распад электролитов в водных растворах на ионы.

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ (ТЭД), С.А. Аррениус:

1. Электролиты в водных растворах диссоциируют на ионы: положительные (катионы) и отрицательные (анионы). Перешедшие в раствор ионы окружены молекулами воды – гидратированы.
2. Сумма зарядов положительных ионов равна сумме зарядов отрицательных ионов (раствор в целом электронейтрален)
3. Процесс электролитической диссоциации обратимый. Наряду с диссоциацией происходит обратный процесс – ассоциация ионов.

Процесс диссоциации записывают в виде уравнений (уравнений электролитической диссоциации):

KCl = K+    +    Cl—;             Al2(SO4)3 = 2Al3+   +   3SO42-;               H3PO4  ↔ H+   +   H2PO4—

СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Сила электролита определяется степенью диссоциации ά. На степень диссоциации влияют: виды связей в веществе, природа растворителя, концентрация раствора (с уменьшением концентрации  ά увеличивается), температура  ( с ростом  t  ά увеличивается,  т.к. диссоциация — процесс  эндотермический).

Сильные электролиты диссоциированы практически нацело. В растворе нет молекул, есть только ионы.

сильные кислоты  (не все кислоты!)- HNO3— азотная;  HCl— соляная; H2SO4-серная;  HBr- бромоводородная; HI- иодоводородная  

сильные основания (все щелочи) – LiOH — гидроксид лития;  NaOH — гидроксид натрия;  KOH — гидроксид калия;  Ca(OH)2 – гидроксид кальция;   Ba(OH)2 – гидроксид бария

все растворимые соли

Неперечисленные вещества являются слабыми или средней силы электролитами или неэлектролитами.

Н2О – очень слабый электролит.

Кислоты, основания и соли в свете ТЭД

Кислоты – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода

     HNO3 = Н+  +  NO3—       H2SO4 = 2Н+ + SO42-            сероводородная кислота  Н2S ↔  Н+ + НS—

                                                                                                               Знак обратимости ↔ используется в уравнениях диссоциации

                                                                                                               слабых  и средней силы электролитов

Основания – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид — ионов (ОН—)

KOH = K+   +   OH—        Ba(OH)2 = Ba2+   +   2OH—

Соли – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков

К3РО4 = 3K+   +   PO42-           Al2(SO4)3 = 2Al3+   +   3SO42-

Формулы и заряды катионов металлов и анионов кислотных остатков есть в

таблице растворимости  кислот, оснований, солей !

Итак.

1.Электролиты в водных растворах диссоциируют:

1. кислота = катионы водорода  +  анион кислотного остатка                    HCl = H+  +  Cl—
2. основание = катион металла и гидроксид-анионы                                   NaOH = Na+  +  OH—
3. соль = катионы металла + анионы кислотного остатка                           КCl = К+  +  Cl—

2. Индекс в формуле вещества становится  коэффициентом перед формулой  иона в уравнении диссоциации

Na2CO3 = 2Na+   +   CO32-            FeCl3  =  Fe3+   3Cl—

ИОННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Реакции, протекающие с участием  растворов  электролитов, являются реакциями между ионами.  Их   принято  записывать с помощью ионных  уравнений.

Правила составления ионных уравнений:

1. Напишите молекулярное уравнение (не забудьте про   коэффициенты). По таблице растворимости определите   растворимость всех веществ и запишите над формулами

                                                 Р                       Р                    Н                               Р

                                            Na2SO4   +   BaCl2   =   BaSO4↓          +   2NaCl

1. Перепишите это уравнение, записывая сильные электролиты как сумму соответствующих ионов, а слабые электролиты, нерастворимые и газообразные вещества – в молекулярной форме. Получите полное ионное уравнение

                                             2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl— = BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl— 

1. «Сократите»  одинаковые ионы (выделены курсивом)  в левой и правой части уравнения    и запишите сокращенное ионно-молекулярное уравнение, отражающее суть процесса (показывает участвующие в реакции частицы и продукты реакции)

                                                               Ba2+  +  SO42-  =  BaSO4↓

Реакции в растворах могут протекать:    1)необратимо;       2) обратимо;        3) практически не идут  

Реакции идут до конца (необратимо), если концентрация

ионов в растворе   уменьшается за счет связывания их c образованием:

   А) нерастворимых и малорастворимых  веществ

p             p             н               p

KCl + AgNO3 = AgCl↓  + KCl

K+ + Cl— + Ag+ + NO3— = AgCl↓  + K+ + NO3—

Ag+ + Cl— = AgCl↓

                                 p                  p                    н                       р

                     2H3PO4 + 3BaCl2 = Ba3(PO4)2↓ + 6HCl      (H3PO4 – не сильный электролит, H3PO4↔Н+  + H2PO4—.

                                                                                                                    Иногда H3PO4   записывают в недиссоциированном виде)

Вариант 1.     2H3PO4  + 3Ba2+ + 6Cl— = Ba3(PO4)2↓ + 6H+ + 6Cl—

2H3PO4  + 3Ba2+ = Ba3(PO4)2↓ + 6H+

Вариант 2.     2H+   +   2H2PO4—  +   3Ba2+ + 6Cl— = Ba3(PO4)2↓ + 6H+ + 6Cl—

2H2PO4—  + 3Ba2+ = Ba3(PO4)2↓ + 4H+

      В)  газов

                                                                               р                р                 р

K2S  +  2HCl  =  2KCl  +  H2S↑  (↑ — газ)

2K+  +  S2-  + 2H+  + 2Cl— = 2K+  +  2Cl—  +  H2S↑

2H+  +  S2- =  H2S↑

      Газ  получается   также при  образовании нестойких:    угольной кислоты           H2CO3 = H2O + CO2↑

                                                                                                     сернистой кислоты         H2SO3 = H2O + SO2↑

                                                                                                     гидроксида аммония       NH4OH = H2O + NH3↑    

      например:

                                                                                    p                 p              p

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O

2Na+  +  CO32-  +  2H+  +  2Cl— = 2Na+  +  2Cl— + CO2↑ + H2O

CO32-  +  2H+  =   CO2↑ + H2O

В)   слабых электролитов (обычно воды):

                                                                                      р                       р              p

Ba(OH)2  +  2HCl  =  BaCl2  +  2H2O

Ba2+   +  2OH—  +  2H+ +  2Cl—  =  Ba2+ + 2Cl—  +  2H2O

2H+   +   2OH—   =   2H2O

упростим коэффициенты   H+   +    OH—   =    H2O

Пример реакции, которая не идет до конца:

p                    p                       p                        p

2NaCl   +   Ba(NO3)2  =   BaCl2   +   2NaNO3

2Na+  +2Cl—   +   Ba2+ + 2NO3—  =  Ba2+ +  2Cl—   +   2Na+  +  2NO3—

Все ионы «сокращаются»  — нет ионов, связывающихся  и образующих продукты реакции.