что значит сильный электролит

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.

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. 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:

Источник

Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты

В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул. Способность вещества к электролитической диссоциации называется степенью диссоциации. Она показывает отношение числа молекул, продиссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита:

(5.1)

где α— степень диссоциации;

п — количество ионов в растворе;

N— общее число молекул в растворе.

По степени диссоциации в растворах все электролиты делятся на две группы. К первой группе относят электролиты, степень диссоциации которых в растворах α > 30 % и почти не зависит от концентрации раствора. Их называют сильными электролитами. К сильным электролитам в водных растворах относятся щелочи: КОН, NaOH, Ba(OH)2, Са(ОН)2; кислоты: HNO3, НСl, H2SO4, НClO4, а также их соли.

Электролиты, степень диссоциации которых в растворах α Читайте также: Электрохимические процессы и явления

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и его можно представить в виде обратимой химической реакции. Так, для процесса диссоциации уксусной кислоты:

константа равновесия этого процесса будет равна:

(5.2)

где [СНзСОО-], [Н+] — концентрация ионов;

[СН3СООН] — концентрация непродиссоциированных молекул.

Константа равновесия, соответствующая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации.

Константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, температуры и не зависит от концентрации раствора.

Константа диссоциации показывает устойчивость молекул вещества к диссоциации. Чем меньше значение константы диссоциации в данном растворе, тем слабее диссоциирует электролит.

Степень диссоциации a изменяется с изменением концентрации раствора. Рассмотрим эту зависимость на примере слабого электролита уксусной кислоты:

Принимая исходную концентрацию кислоты равной с, а степень диссоциация a, получаем, что концентрация части кислоты, которая диссоциирована, будет равна aс. Так как при диссоциации одной молекулы кислоты образуется по одному иону Н+ и СНзСОО-, то их концентрации будут равны aс. Концентрация кислоты, оставшейся в недиссоциированном состоянии, будет равна с — aс = с(1 — a). Подставив значения равновесных концентраций ионов и кислоты в уравнение (5.2), получим:

(5.3)

Уравнение (5.3) было получено В. Ф. Оствальдом и называется законом Оствальда. Если a Читайте также: Энергия Гиббса, энергия Гельмгольца и направленность химических реакций

Пример 3. Вычислите степень диссоциации хлорноватистой кислоты и концентрацию ионов водорода в растворе с молярной концентрацией 0,05 моль/дм3.

Решение. НСlO — слабый электролит: HCIO « Н+ + СlO-. Следовательно, в соответствии с законом разбавления Оствальда (5.4, б), определяем степень диссоциации:

Кдис(НСlO) = 5×10-8 моль/дм3.

Молярную концентрацию определяем по формуле (5.5). Так как при диссоциации НС1О « Н++ СlO- образуется один ион Н+ (k(Н+) =1), то

с(Н+) = моль/дм3.

Ответ: a(HClO) = 1 ×10-3; с(Н+) = 5×10 5 моль/дм3.

Решение. В уравнение закона разбавления Оствальда (5.3) подставим данные:

Ионное произведение воды, водородный показатель (рН). Вода является слабым электролитом и диссоциирует на ионы в незначительной степени. Процесс диссоциации воды может быть записан уравнением:

Константа диссоциации будет равна:

Преобразуем выражение (5.7) к следующему виду:

Концентрацию молекул воды можно рассчитать, разделив массу 1 дм3 на массу 1 моля:

Произведение двух постоянных величин есть величина постоянная <Кдис[HгО] = const = KH20), тогда уравнение (5.8) принимает вид:

Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при постоянной температуре произведение концентрации ионов водорода и гидроксила есть величина постоянная.

Эта постоянная величина называется ионным произведением воды.

Численное значение ионного произведения равно:

(5.10)

Таким образом, произведение концентрации ионов водорода и гидроксильных ионов в растворе при температуре 295 К равно 10-14.

Отсюда, для чистой воды концентрация ионов при температуре 295 К равна:

моль/дм3. (5.11)

Допустим, что концентрация ионов водорода при добавлении кислоты увеличилась в 1000 раз и стала [Н+] = 10-4 моль/дм3, тогда концентрация ионов [ОН-] в растворе будет равна:

моль/дм3

Мы получаем, что в растворах с различной средой всегда присутствуют ионы Н+ и ОН-.

[Н+] Читайте также: Количественные характеристики гидролиза

Для характеристики кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр — водородный показатель, или рН. Водородным показателем, или рН, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм концентрации ионов водорода в растворе:

Следовательно, если рН = 7 — нейтральная среда;

Источник

Сильные и слабые электролиты — степень диссоциации

Электролиты — вещества, расплавы или растворы которых могут проводить электрический ток.

Неэлектролиты — вещества, расплавы или растворы которых не могут проводить электрический ток.

Диссоциация и степень диссоциации

Диссоциация — это распад соединений на ионы.

Степень диссоциации (α) — это отношения числа продиссоциировавших, то есть распавшихся на ионы молекул к их общему числу растворенных молекул.

Формула:

Стрелкой → обозначают распад соединений на ионы.

Стрелкой ← обозначают обратный процесс.

Сильные электролиты

Сильные электролиты — это вещества, которые при растворении в воде почти полностью диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации ставят знак равенства (=) для сильных электролитов.

К сильным электролитам относятся:

Слабые электролиты

Слабые электролиты — это такие вещества, которые только частично диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации ставят знак обратимости (⇄) для слабых электролитов.

К слабым электролитам относятся:

Сильные и слабые электролиты

Как различить сильные и слабые электролиты? Сильные электролиты в растворах почти полностью диссоциированы. К данной группе в большой степени относятся соли, сильные кислоты и щелочи. Слабые электролиты включают слабые основания и кислоты, а также некоторые соли, цианид ртути (II), хлорид ртути (II), иодид кадмия и роданид железа (II).

Степень диссоциации, сильные и слабые электролиты — видео