Что означает по химии тэд
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:
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.
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.
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:
© 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
Теория электролитической диссоциации
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?
NaCl = Na + + 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.
Nпродисс — это число продиссоциировавших молекул,
Nисх — 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. 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– :
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:
HCO3 – ↔ H + + CO3 2–
Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:
Mg(OH)2 ⇄ Mg(OH) + OH –
Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + 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 + + Cl – (α=1)
MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α 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.
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:
Основные положения теории электролитической диссоциации.
Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.
Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году.
Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.
Основные положения ТЭД (Теории электролитической диссоциации):
1. Молекулы распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (простые и сложные).
2. Под действием электрического тока катионы (положительно заряженные ионы движутся к катоду(-), а анионы (отрицательно заряженные ионы) к аноду(+)
3. Степень диссоциации зависит от природы вещества и растворителя, концентрации, температуры.
Количественной характеристикой силы электролитов является степень диссоциации (α)– отношение молярной концентрации продиссоциировавшего электролита к его общей молярной концентрации в растворе.
Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах. Интервал значений – от 0 до 100%.
α = 0% относится к неэлектролитам (диссоциация отсутствует)
У каждой ступени диссоциации своя степень диссоциации.
Например, диссоциация солей CuCl2, HgCl2:
У многоосновных кислот и многокислотных оснований диссоциация идёт в несколько ступеней (в зависимости от основности).
Перечислим сильные и слабые кислоты и приступим к уравнениям ионного обмена:
Сильные кислоты ( HCl, HBr, HI, HClO3, HBrO3, HIO3, HClO4, H2SO4, H2SeO4,HNO3, HMnO4, H2Cr2O7)
Химические реакции в растворах и расплавах электролитов протекают с участием ионов. В таких реакциях степени окисления элементов не изменяются, и сами реакции называются реакциями ионного обмена.
Реакции ионного обмена принято писать в три стадии:
1. Молекулярное уравнение
2. Полное ионное уравнение
3. Сокращенное ионное уравнение
При написании обязательно указывать осадки и газы, а так же руководствоваться таблицей растворимости.
Реакции, где все реагенты и продукты получились растворимые в воде, не протекают.
Несколько примеров: (выделить, Ctrl + левая кнопка мыши)
Сокращённое ионное уравнение получается с помощью вычёркивания одинаковых ионов из обеих частей полного ионного уравнения.
Если реакция ионного обмена идёт между двумя солями с образованием осадка, то следует брать два хорошо растворимых реагента. То есть, реакция ионного обмена пойдёт если растворимость реагентов будет выше, чем у одного из продуктов.
Иногда при написании реакций ионного обмена пропускают полное ионное уравнение и сразу пишут сокращенное.
Основные положения ТЭД
Урок 36. Химия 8 класс
В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам
Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобрев в каталоге.
Получите невероятные возможности
Конспект урока «Основные положения ТЭД»
1. При растворении в воде или расплавлении электролиты диссоциируют на ионы: положительные и отрицательные. Ионы – это положительно и отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов в результате отдачи или присоединения электронов.
2. Причиной диссоциации электролита является его гидратация с молекулами воды и разрыв химической связи в нём.
В результате взаимодействия воды с молекулами воды образуются гидратированные ионы. Поэтому, по наличию водной оболочки ионы делятся на гидратированные (в растворах и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях).
3. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному полюсу источника тока – к катоду, поэтому их называют катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительно заряженному полюсу источника тока – аноду, поэтому их называют анионами.
В растворах электролитов сумма положительных ионов (катионов) равна сумме отрицательно заряженных ионов (анионов), потому эти растворы электронейтральны.
4. Процесс диссоциации – обратимый процесс для слабых электролитов.
Наряду с процессом диссоциации, т.е. распадом электролита на ионы, в растворах слабых электролитов протекает обратный процесс – ассоциация, т.е. соединение ионов. Поэтому при диссоциации слабых электролитов в уравнении ставят не знак равенства, а знак обратимости.
5. Не все электролиты в равной степени диссоциируют на ионы.
Поэтому электролиты делят на сильные, которые полностью диссоциируют на ионы в растворах и расплавах, степень их диссоциации стремиться к единице, и слабые, которые не полностью диссоциируют, степень их диссоциации стремится к нулю. Степень диссоциации зависит то природы электролита и его концентрации.
6. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.
По типу ионов, образующихся при диссоциации, различают три типа электролитов: кислоты, основания и соли. Кислоты при диссоциации образуют катионы водород и анионы кислотного остатка, основания – катионы металла и в качестве аниона – гидроксид-ионы, соли при диссоциации образуют катионы металла и анионы кислотного остатка.
Теория электролитической диссоциации — одна из основных в химии
Вещества-электролиты при растворении в воде распадаются на заряженные частицы — ионы. Обратное явление — моляризация, или ассоциация. Образование ионов объясняет теория электролитической диссоциации (Аррениус, 1887). На механизм распада химических соединений при расплавлении и растворении влияют особенности типов химических связей, строение и характер растворителя.
Электролиты и непроводники
В растворах и расплавах происходит разрушение кристаллических решеток и молекул — электролитическая диссоциация (ЭД). Распад веществ сопровождается образованием ионов, появлением такого свойства, как электропроводность. Не каждое соединение способно диссоциировать, а только вещества, которые изначально состоят из ионов либо сильно полярных частиц. Присутствием свободных ионов объясняется свойство электролитов проводить ток. Обладают такой способностью основания, соли, многие неорганические и некоторые органические кислоты. Непроводники состоят из малополярных или неполяризованных молекул. Они не распадаются на ионы, являясь неэлектролитами (многие органические соединения). Переносчики зарядов — положительные и отрицательные ионы (катионы и анионы).
Роль С. Аррениуса и других химиков в изучении диссоциации
Теория электролитической диссоциации обоснована в 1887 году ученым из Швеции С. Аррениусом. Но первые обширные исследования свойств растворов были проведены еще русским ученым М. Ломоносовым. Внесли вклад в изучение заряженных частиц, возникающих при растворении веществ, Т. Гротгус и М. Фарадей, Р. Ленц. Аррениус доказал, что электролитами являются многие неорганические и некоторые органические соединения. Шведский ученый объяснил электропроводность растворов распадом вещества на ионы. Теория электролитической диссоциации Аррениуса не придавала значения непосредственному участию молекул воды в этом процессе. Русские ученые Менделеев, Каблуков, Коновалов и другие считали, что происходит сольватация — взаимодействие растворителя и растворенного вещества. Когда идет речь о водных системах, то применяется название «гидратация». Это сложный физико-химический процесс, о чем свидетельствует образование гидратов, тепловые явления, изменение цвета вещества и появление осадка.
Основные положения теории электролитической диссоциации (ТЭД)
Многие ученые работали над уточнением теории С. Аррениуса. Потребовалось ее усовершенствование с учетом современных данных о строении атома, химической связи. Сформулированы основные положения ТЭД, отличающиеся от классических тезисов конца XIX века:
Происходящие явления необходимо учитывать при составлении уравнений: применить специальный знак обратимого процесса, подсчитать отрицательные и положительные заряды: они в сумме должны совпадать.
Механизм ЭД ионных веществ
Механизм ЭД соединений с ковалентной сильнополярной связью
Молекулы растворителя влияют на элементы кристаллического строения неионных веществ. Например, воздействие диполей воды на хлороводородную кислоту приводит к изменению типа связи в молекуле с ковалентной полярной на ионную. Вещество диссоциирует, в раствор поступают гидратированные ионы водорода и хлора. Этот пример доказывает важность тех процессов, которые возникают между частицами растворителя и растворенного соединения. Именно это взаимодействие приводит к образованию ионов электролита.
Теория электролитической диссоциации и основные классы неорганических соединений
Сила электролитов
Для характеристики состояния вещества в растворе используется физическая величина — степень диссоциации (α). Находят ее значение из отношения количества распавшихся молекул к общему их числу в растворе. Глубину диссоциации определяют разные условия. Важны диэлектрические показатели растворителя, структура растворенного соединения. Обычно степень диссоциации понижается с ростом концентрации и увеличивается при повышении температуры. Зачастую степень диссоциации конкретного вещества выражают в долях от единицы.
Классификация электролитов
Теория электролитической диссоциации в конце XIX века не содержала положения о взаимодействии ионов в растворе. Несущественным казалось Аррениусу влияние молекул воды на распределение катионов и анионов. Представления Аррениуса о сильных и слабых электролитах были формальными. Исходя из классических положений, можно получить значение α = 0,75–0,95 для сильных электролитов. В экспериментах доказана необратимость их диссоциации (α →1). Практически полностью распадаются на ионы растворимые соли, серная и соляная кислоты, щелочи. Частично диссоциируют сернистая, азотистая, плавиковая, ортофосфорная кислоты. Слабыми электролитами считаются кремниевая, уксусная, сероводородная и угольная кислоты, гидроксид аммония, нерастворимые основания. Воду также относят к слабым электролитам. Диссоциирует небольшая часть молекул Н2О, одновременно происходит моляризация ионов.