Больше отрицательных ионов чем положительных образуется в водном растворе при диссоциации: большей отрицательных ионов, чем положительных, образуется в водом растворе при

Тест на тему «Электролитическая диссоциация»

Тема. Элек­тро­ли­ты и неэлектролиты. Ка­ти­о­ны и анионы. Элек­тро­ли­ти­че­ская диссоциация кислот, ще­ло­чей и солей

1. Наи­боль­шее число ани­о­нов об­ра­зу­ет­ся при пол­ной дис­со­ци­а­ции 1 моль

 1) фос­фа­та калия 2) нит­ра­та на­трия 3) суль­фа­та меди(II) 4) хло­ри­да же­ле­за(III)

2. 2 моль ани­о­нов об­ра­зу­ет­ся при пол­ной дис­со­ци­а­ции 1 моль

 1) суль­фа­та же­ле­за(II) 2) кар­бо­на­та на­трия 3) хло­ри­да каль­ция 4) си­ли­ка­та калия

3. Элек­три­че­ский ток не про­во­дит

 1) рас­плав хло­ри­да на­трия 2) рас­плав ок­си­да крем­ния 3) рас­твор азот­ной кис­ло­ты 4) рас­твор хло­ри­да цинка

4.

 1) рас­твор хло­ро­во­до­ро­да 2) рас­плав серы 3) рас­плав ок­си­да крем­ния 4) рас­твор глю­ко­зы

5. В вод­ном рас­тво­ре пол­но­стью дис­со­ци­и­ру­ет на ионы

 1) азот­ная кис­ло­та 2) се­ро­во­до­род 3) гли­це­рин 4) эти­ло­вый спирт

6.  Силь­ным элек­тро­ли­том яв­ля­ет­ся

 1) уголь­ная кис­ло­та 2) се­ро­во­до­род­ная кис­ло­та 3) сер­ная кис­ло­та 4) са­ха­ро­за

7. Наи­боль­шее ко­ли­че­ство по­ло­жи­тель­ных ионов об­ра­зу­ет­ся при дис­со­ци­а­ции 1 моль

 1) фос­фа­та на­трия 2) сер­ной кис­ло­ты 3) нит­ра­та же­ле­за(III) 4) суль­фи­да калия

8.  Наи­мень­шее ко­ли­че­ство по­ло­жи­тель­ных ионов об­ра­зу­ет­ся при дис­со­ци­а­ции 1 моль

 1) азот­ной кис­ло­ты 2) кар­бо­на­та на­трия 3) суль­фа­та алю­ми­ния 4) фос­фа­та калия

9.  Оди­на­ко­вое число по­ло­жи­тель­ных и от­ри­ца­тель­ных ионов об­ра­зу­ет­ся при элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции

 1) хло­ри­да калия 2) хло­ри­да бария 3) кар­бо­на­та на­трия 4) суль­фа­та алю­ми­ния

10. Оди­на­ко­вое число по­ло­жи­тель­ных и от­ри­ца­тель­ных ионов об­ра­зу­ет­ся при элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции

 1) суль­фа­та маг­ния 2) суль­фи­да калия 3) хло­ри­да же­ле­за(II) 4) нит­ра­та каль­ция

11. Боль­ше по­ло­жи­тель­ных ионов, чем от­ри­ца­тель­ных, об­ра­зу­ет­ся в вод­ном рас­тво­ре при дис­со­ци­а­ции

 1) гид­рок­си­да калия 2) хло­ри­да бария 3) суль­фа­та на­трия 4) суль­фа­та алю­ми­ния

12.  Боль­ше от­ри­ца­тель­ных ионов, чем по­ло­жи­тель­ных, об­ра­зу­ет­ся в вод­ном рас­тво­ре при дис­со­ци­а­ции

 1) азот­ной кис­ло­ты 2) фос­фа­та калия 3) нит­ра­та же­ле­за(III) 4) суль­фа­та ам­мо­ния

13.. Боль­ше всего по­ло­жи­тель­ных ионов об­ра­зу­ет­ся в вод­ном рас­тво­ре из од­но­го моля

 1) фос­фа­та на­трия 2) кар­бо­на­та на­трия 3) кар­бо­на­та кальция 4) суль­фа­та алю­ми­ния

14.  Элек­три­че­ский ток не про­во­дит

 1) рас­твор бро­мо­во­до­ро­да 2) рас­плав кар­бо­на­та на­трия 3) рас­твор эти­ло­во­го спир­та 4) рас­плав хло­ри­да калия

15.  К элек­тро­ли­там не от­но­сит­ся

 1) cуль­фат меди(II) 2) сер­ная кис­ло­та 3) гид­рок­сид калия 4) оксид уг­ле­ро­да(II)

Электролитическая диссоциация

1. Электролитическая диссоциация — это распад электролитов на ионы при расплавлении или растворении в воде.

2. Кислоты диссоциируют с образованием иона H⁺(H₃O⁺) и ионов кислотного остатка.

3. Основания диссоциируют с образованием гидроксид-иона OH^— и ионов металла.

4. Средние соли диссоциируют с образованием ионов металла и ионов кислотного остатка.

5. Катионы — положительные ионы.

6. Анионы — отрицательные ионы.

Давайте порассуждаем вместе

1. Наибольшая концентрация фосфат-ионов в растворе

1) K₃PO₄

2) K₂HPO₄

3) KH₂PO₄

4) H₃PO₄

 

Ответ: наибольшая концентрация фосфат-ионов в растворе хорошо растворимой соли фосфата калия K₃PO₄ = 3K⁺ + PO₄^3-

2. Сульфид-ионы образуются при электролитической диссоциации

1) MgSO₄

2) FeS

3) Cs₂S

4) K₂SO₃

 

Ответ: сульфид-ионы образуются при диссоциации хорошо растворимой соли сульфида цезия Cs₂S = 2Cs⁺ + S^2-

3. Наибольшее количество ионов образуется при электролитической диссоциации 1 моль

1) сульфата калия

2) сульфата алюминия

3) хлорида натрия

4) фосфата натрия

 

Ответ: составим уравнения электролитической диссоциации

K₂SO₄ = 2K⁺ + SO₄^2- 2 + 1 = 3 моль

Al₂(SO₄)₃= 2Al ³⁺ + 3SO₄^2- 2 + 3 = 5 моль

NaCl = Na⁺ + Cl^— 1 + 1 = 2 моль

Na₃PO₄ = 3Na⁺ + PO₄^3- 3 + 1 = 4 моль

Из уравнений видно, что наибольшее количество ионов образуется при диссоциации 1 моль сульфата алюминия

4. Сумма коэффициентов в уравнении электролитической диссоциации сульфата железа (III) равна

1) 3

2) 4

3) 5

4) 6

 

Ответ: составим уравнение электролитической диссоциации Fe₂(SO₄)₃ = 2Fe ³⁺ + 3SO₄^2-

сумма коэффициентов равна 1 + 2 + 3 = 6

5. Наибольшее число катионов образуется при диссоциации 1 моль

1) K₃PO₄

2) MgCl₂

3) Al(NO₃)₃

4) Na₂CO₃

 

Ответ: составим уравнения электролитической диссоциации

K₃PO₄ = 3K⁺ + PO₄^3- 3 моль катионов калия

MgCl₂ = Mg²⁺ + 2Cl^— 1 моль катионов магния

Al(NO₃)₃ = Al³⁺ + 3NO₃^— 1 моль катионов алюминия

Na₂CO₃ = 2Na⁺ + CO₃^2- 2 моль катионов натрия

Из уравнений видно, что наибольшее количество катионов образуется при диссоциации фосфата калия

6. В качестве анионов только гидроксид-ионы образуются при диссоциации:

1) карбоната натрия

2) гидроксида бария

3) гидроксохлорида меди (II)

4) гидросульфата натрия

 

Ответ: только гидроксид-ионы образуются при диссоциации щелочей Ba(OH)₂ = Ba²⁺ + 2OH^—

7. В качестве катионов только ионы водорода образуются при диссоциации

1) гидрокарбоната натрия

2) соляной кислоты

3) гидроксида меди (II)

4) гидросульфата натрия

 

Ответ: только ионы водорода образуются при диссоциации кислот HCl = H⁺ + Cl^—

Разработка тестов по теме «Электролиты»

ГИА-2015, вопрос 7 «Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация»

1. Наибольшее число анионов образуется при полной диссоциации 1 моль

1) фосфата калия

2) нитрата натрия

3) сульфата меди(II)

4) хлорида железа(III)

2. 2 моль анионов образуется при полной диссоциации 1 моль

1) сульфата железа(II)

2) карбоната натрия

3) хлорида кальция

4) силиката калия

3. Одинаковое количество катионов и анионов образуется при полной диссоциации

1)

2)

3)

4)

4. Электрический ток не проводит

1) расплав хлорида натрия

2) расплав оксида кремния

3) раствор азотной кислоты

4) раствор хлорида цинка

5. Электролитом не является

1)

2)

3)

4)

6. Электролитом не является

1)

2)

3)

4)

7. Электролитом не является

1)

2)

3)

4)

8. Электрический ток проводит

1) раствор хлороводорода

2) расплав серы

3) расплав оксида кремния

4) раствор глюкозы

9. В водном растворе полностью диссоциирует на ионы

1) азотная кислота

2) сероводород

3) глицерин

4) этиловый спирт

10. К анионам относится каждая из двух частиц:

1)

2)

3)

4)

11. Правая часть уравнения электролитической диссоциации сульфита калия:

1)

2)

3)

4)

12. Правая часть уравнения электролитической диссоциации нитрата железа(II):

1)

2)

3)

4)

13. Правая часть уравнения электролитической диссоциации хлорида железа(III):

1)

2)

3)

4)

14. К электролитам относится

1)

2)

3)

4)

15. К сильным электролитам не относится

1)

2)

3)

4)

16. Хлорид-ионы образуются при электролитической диссоциации

1)

2)

3)

4)

17. Электролитической диссоциации ортофосфорной кислоты по третьей ступени отвечает уравнение

1)

2)

3)

4)

18. Сульфид-ионы образуются при электролитической диссоциации

1)

2)

3)

4)

19. Сильным электролитом является

1) угольная кислота

2) сероводородная кислота

3) серная кислота

4) сахароза

20. Хлорид-ионы образуются при растворении в воде вещества, формула которого:

1)

2)

3)

4)

21. К сильным электролитам относится каждое из двух веществ

1) и

2) и

3) и

4) и

22. К слабым электролитам не относится

1)

2)

3)

4)

23. Правая часть уравнения диссоциации нитрата натрия:

1)

2)

3)

4)

24. Наибольшее количество положительных ионов образуется при диссоциации 1 моль

1) фосфата натрия

2) серной кислоты

3) нитрата железа(III)

4) сульфида калия

25. Наименьшее количество положительных ионов образуется при диссоциации 1 моль

1) азотной кислоты

2) карбоната натрия

3) сульфата алюминия

4) фосфата калия

26. Одинаковое число положительных и отрицательных ионов образуется при электролитической диссоциации

1) хлорида калия

2) хлорида бария

3) карбоната натрия

4) сульфата алюминия

27. Одинаковое число положительных и отрицательных ионов образуется при электролитической диссоциации

1) сульфата магния

2) сульфида калия

3) хлорида железа(II)

4) нитрата кальция

28. В растворе нитрата кальция находится 0,5 моль положительных ионов. Количество отрицательных ионов в этом растворе равно

1) 0,25 моль

2) 0,5 моль

3) 1 моль

4) 1,5 моль

29. В растворе сульфата аммония находится 0,6 моль положительных ионов. Количество отрицательных ионов в этом растворе равно

1) 0,2 моль

2) 0,3 моль

3) 0,6 моль

4) 1,2 моль

30. Одинаковое число молей катионов и анионов образуется при полной диссоциации в водном растворе 1 моль

1)

2)

3)

4)

31. Больше положительных ионов, чем отрицательных, образуется в водном растворе при диссоциации

1) гидроксида калия

2) хлорида бария

3) сульфата натрия

4) сульфата алюминия

32. Больше отрицательных ионов, чем положительных, образуется в водном растворе при диссоциации

1) азотной кислоты

2) фосфата калия

3) нитрата железа(III)

4) сульфата аммония

33. При диссоциации 1 моль вещества образовалось 4 моль ионов. Формула вещества:

1)

2)

3)

4)

34. При диссоциации 1 моль вещества образовалось 3 моль ионов. Формула вещества:

1)

2)

3)

4)

35. При диссоциации 1 моль соли в растворе образовалось 4 моль положительных и отрицательных ионов. Формула соли —

1)

2)

3)

4)

36. При диссоциации 1 моль соли в растворе образовалось 5 моль положительных и отрицательных ионов. Формула соли —

1)

2)

3)

4)

37. Общее количество положительных и отрицательных ионов, образовавшихся при полной диссоциации 0,5 моль нитрата меди(II), равно

1) 0,5 моль

2) 1 моль

3) 1,5 моль

4) 3 моль

38. Общее количество положительных и отрицательных ионов, образовавшихся при полной диссоциации 0,5 моль нитрата алюминия, равно

1) 0,5 моль

2) 1 моль

3) 2 моль

4) 4 моль

39. При диссоциации какой соли образуется больше положительных ионов, чем отрицательных?

1)

2)

3)

4)

40. При диссоциации какой соли образуется больше отрицательных ионов, чем положительных?

1)

2)

3)

4)

Положительные ионы (катионы) в растворе

    При пропускании постоянного тока через очищаемую сточную воду, которая в большинстве случаев является раствором электролита той или иной концентрации, на аноде происходит уменьшение числа электронов и он имеет положительный заряд, а на катоде создастся избыток электронов, обусловливающий отрицательный заряд. Отрицательные попы (анионы) в растворе притягиваются к аноду, а положительные ионы (катионы) — к катоду. Анионы, отдавая аноду свои электроны, а катионы, отнимая у катода избыточные электроны, превращаются в нейтральные частицы. Этот процесс сопровождается электрохимическими реакциями — взаимодействием ионов и электронов на границе раздела раствор—электрод. [c.194]

    Она определяется существованием в растворах и расплавах электролитов положительных ионов (катионов К, перемещающихся к отрицательно заряженному катоду) и отрицательных ионов (анионов А, перемещающихся к положительно заряженному аноду). Растворы электролитов служат, следовательно, ионными проводниками (проводниками второго рода). [c.478]

    Образование электрического поля между электродами в растворе электролита приводит к тому, что положительные ионы (катионы) стремятся к электроду, заряженному отрицательно (катоды), а отрицательные ионы (анионы) стремятся к электроду, заряженному положительно (аноды). Благодаря конвекции, диффузии и другим причинам во время простого электролиза (без диафрагм) не наблюдается разницы концентрации ионов в массе раствора электролита, за исключением области, близкой к электроду. [c.44]

    Электропроводность в проводниках 2-го рода, т. е. в растворах, объясняется тем (в согласии с законом Фарадея), что проводящие ток растворы содержат ионы или частицы, заряженные положительным и отрицательным электричеством, причем положительные ионы — катионы — под влиянием напряжения, приложенного извне, идут по направлению к катоду и отдают там свой заряд, а отрицательные ионы — анионы — движутся к аноду, осуществляя таким образом передачу тока через раствор. Исходя из того положения, что аномальные вещества в то же время являются электролитами, Аррениус сделал вывод, что диссоциация в растворе есть диссоциация электролитическая, т. е. происходящая с образованием атомов или групп атомов, несущих определенные электрические заряды. [c.26]

    Оба эффекта вызывают суммарное перемещение отрицательных ионов к аноду. По этой причине (движение по направлению к аноду) отрицательные ионы называются анионами. Таким же образом оба эти эффекта приводят к суммарному движению положительных ионов (катионов) к катоду. Обратите внимание, что мы не подразумеваем, что существует упорядоченное перемещение отрицательных ионов к аноду и положительных — к катоду. Скорее происходит наложение случайного теплового движения ионов на слабое, в среднем упорядоченное движение положительных ионов в одном направлении, а отрицательных ионов— в другом. Результирующий электрический ток, проходящий через любую плоскость в растворе, складывается из суммарного тока положительных ионов и суммарного тока отрицательных ионов, проходящих через эту плоскость, и должен быть равен электрическому току во внешней цепи. [c.87]

    Если в ванну с раствором электролита опустить металлические электроды (можно брать и неметаллические электроды) от какого-либо источника постоянного тока, то ток пойдет по металлическим проводникам и через раствор электролита. Течение тока по металлическим проводникам, как уже было сказано, связано с движением электронов прохождение его через раствор электролита связано с движением ионов. В месте соприкосновения электродов с раствором электролита происходят электрохимические реакции. К положительному электроду (аноду) подходят отрицательные ионы — анионы и отдают свои электроны электроду, превращаясь при этом в нейтральные атомы или радикалы. К отрицательному электроду (катоду) движутся положительные ионы — катионы, которые получают от электрода электроны и превращаются при этом в нейтральные атомы. [c.307]

    Теперь в растворе вблизи медного анода имеется избыток положительных зарядов, а вблизи серебряного катода — недостаток. Два отрицательных заряда переносятся от анода к катоду по соединительным проводам. Этот перенос зарядов приводит к тому, что все отрицательные ионы (анионы) в растворе (50 и ЫОз) начинают двигаться к аноду, а все положительные ионы (катионы) — к катоду. Когда перемещение всех этих ионов уравнивает перенос двух отрицательных зарядов из катодного пространства в анодное, наш круговой процесс замыкается. Раствор снова становится электро-нейтральным, и суммарное уравнение реакции можно записать как [c.306]

    При прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита положительные ионы (катионы) движутся к катоду, а отрицательные (анионы) —к аноду.. У электродов ионы разряжаются и превращаются в атомы или молекулы. [c.34]

    Под процессом, протекающим на катоде, как известно, понимается реакция соединения избыточных электронов металла, образовавшихся вследствие перехода ионов металла в раствор, с положительно заряженными катионами раствора или нейтральными молекулами, способными к восстановлению на катоде в данных условиях процесса. [c.53]

    Строение двойного электрического слоя (д. э. с.) имеет большое значение в кинетике электродных процессов. Равновесные потенциалы не зависят от строения д. э. с. Это объясняется тем, что равновесные электродные потенциалы определяются химическими потенциалами атомов металла в глубине электрода и ионов металла в глубине раствора электролита. Скорость электрохимической реакции, ее механизм и влияние на нее различных факторов зависят от строения двойного электрического слоя. Двойной электрический слой может образоваться при обмене ионами между электродом и раствором электролита. Если химический потенциал ионов в растворе электролита больше, чем атомов в металле, то выделившиеся на поверхности электрода ионы притягивают к себе анионы из раствора. Одной обкладкой д. э.с. служат положительные заряды со стороны металла, другой обкладкой — отрицательные заряды анионов со стороны раствора. Наоборот, если химический потенциал атомов в металле больше химического потенциала его ионов в растворе, то. перешедшие из металла в раствор ионы притянутся к его поверхности избыточными электронами. При этом также об- разуется двойной электрический слой, но с противоположным расположением заряда. Обкладка д. э. с. со стороны металла заряжена отрицательно (избыточные электроны), а со стороны раствора электролита — положительно (катионы). [c.299]

    На примере кристаллического осадка это легко проиллюстрировать следующей схемой (рис. 15). Если рассмотреть схематический разрез кристалла, в котором положительные ионы правильно чередуются с отрицательными, то очевидно, что положительный ион А, находящийся внутри кристалла, окружен в пространстве шестью отрицательными ионами (а, 6, с, и двумя ионами, находящимися в соседних плоскостях) и является электростатически уравновешенным. Напротив, положительный ион В на поверхности кристалла испытывает притяжение лишь пяти отрицательных ионов (/, а, / и двух ионов, находящихся в соседних плоскостях), т. е. он обладает избыточным положительным зарядом, за счет которого может притягивать отрицательные ионы из раствора. Сказанное относится и к отрицательно заряженным ионам. Поверхность осадка притягивает из раствора и катионы, и анионы (а также [c.110]

    В этом процессе вода непосредственно не является ни реагентом, ни продуктом, но она взаимодействует с ионами, удерживая их в растворе. Каждый ион в водном растворе гидратирован, т. е. окружен полярными молекулами воды, как показано на рис. 5-1,г. Если центральный ион несет положительный заряд (катион), молекулы воды ориентируются вокруг, повернувшись к нему отрицательно заряженными атомами кислорода если центральный ион несет отрицательный заряд (анион), молекуль воды сближаются с ним своими положительно заряженными атомами водорода. [c.209]

    Электрохимические цепи могут содержать несколько электролитов, границам раздела которых соответствуют гальвани-потенциалы, называемые фазовыми жидкостными потенциалами. Для двух растворов с одинаковым растворителем такой потенциал называется диффузионным. В месте контакта двух растворов электролита КА, отличающихся друг от друга концентрацией, происходит диффузия ионов из раствора 1, более концентрированного, в раствор 2, более разбавленный. Обычно скорости диффузии катионов и анионов различны. Допустим, что скорость диффузии катионов больше скорости диффузии анионов. За некоторый промежуток времени из первого раствора во второй перейдет больше катионов, чем анионов. В результате этого раствор 2 получит избыток положительных зарядов, а раствор [c.472]

    Основой структуры всех цеолитов является тетраэдр, состоящий из четырех анионов кислорода 0 , которые окружают значительно меньший по размерам ион Si или А1 . Тетраэдры с ионами Si электрически нейтральны, а тетраэдры с ионами алюминия имеют заряд минус единица, который в цеолите нейтрализуется положительным зарядом катиона металла Na» , так как синтез цеолита ведется чаще всего в щелочных растворах. [c.103]

    В растворах электролитов перенос электричества осуществляется за счет перемещения ионов. Анионы в электрическом ноле движутся к положительно заряженному электроду — аноду, катионы— к отрицательному электроду — катоду. Скорость движения ионов в растворах но сравнению со скоростями движения электронов в металлах мала, поэтому электрическая проводимость, например, меди и серебра примерно в 1 000 000 раз больше проводимости растворов. [c.120]

    Изолированные друг от друга ионы получают свободу передвижения . Если теперь к раствору приложить разность потенциалов, то положительные ионы будут перемещаться к отрицательному полюсу, который называется катодом. Отрицательные ионы перемещаются к положительному полюсу, который называется анодом (Рис. 6.4.), Поэтому положительные ионы назвали катионами, а отрицательные — анионами. Движение заряженных частиц ПОД действием электрического поля обуславливает протекание электрического тока (вспомните из курса физики, что [c.115]

    Благородные металлы Аи, Р1 и другие в силу высокой энергии сублимации и энергии ионизации не создают разности потенциала за счет выхода положительных ионов в раствор. В возникновении скачка потенциала на границе благородный металл — раствор в случае, если последний не содержит катионов данного металла, важную роль играет избирательная адсорбция молекул, атомов или ионов среды. Например, платиновый электрод, покрытый тонким слоем рыхлой платины для увеличения его поверхности, энергично поглощает атомарный водород. При насыщеи1 и платины водородом в поверхностном слое металла устанавливается равновесие Н2ч 2Н. Если такой водородный электрод находится в растворе, содержащем ионы водорода, то на границе раздела фаз устанавливается новое равновесие Нч Н++ а суммарный процесс выразится уравнением [c.239]

    Электрохимическая коррозия сопровождается образованием на границе металла с электролитом двойного электрического слоя. Дей-С1вительно. если погрузить металл в раствор его соли, то под воздействием притяжения молекул электролита или сольватированных отрицательных ионов атомы металла в виде положительного иона-катиона, переходя в раствор, оставляя свой электрон металлу  [c.231]

    Можно было бы ожидать, что при разряде положительных ионов (катионов) на катоде легче всего будут разряжаться те из них, которым отвечает наибольшее значение положительного потенциала. Аналогично при переходе с анода в раствор каких-либо положительных ионов (анодное растворение вещества) легче всего в раствор будут переходить те из них, которым отвечает наибольшее значение отрицательного потенциала. Однако указанная последовательность разряда ионов и их образования на электродах часто нарушается из-за перенапряжения. Например, при электролизе кислого раствора сульфата цинка на катоде в первую очередь должны были бы разряжаться водородные коны, а затем цинк-ионы, так как потенциал нг/2н+=0,000 в, а потенциал гп/2п=+=—0,76 в. Но так как перенапряжение водорода на цинке очень велико ( 0,70 е), то фгктически в указанных условиях будет выделяться и цинк. Таким образом, при электролизе на катоде легче всего будут разряжаться те ионы, для которых суммарное значение потенциала и перенапряжение наиболее велико. [c.289]

    Нормальность раствора показывает, сколько грамм-эквивалентов вещества содержится в 1 л раствора. Грамм-эквивалент (г-экв) вещества равен грамм-молекулярному весу, деленному либо на валентность положительного иона-катиона (если имеется раствор соли), либо на число атомов водорода в молекуле (если имеется раствор кислоты), либо на число гидроксильных групп 0Н (в растворе основания), либо на чзкло электронов, переходящих от атома одного элемента к атому другого элемента (в растворе окислителя или восстановителя). Например  [c.35]

    Если, помимо указанных, не происходит никаких других процессов, то вскоре обмен электронами прекраща- ется, так как вблизи поверхности цинка скапливаются положительно заряженные ионы которые настолько сильно притягивают электроны из цинкового электрода и препятствуют выходу из металла готовых к растворению ионов что процесс ионизации останавливается. То же происходит и в непосредственной близости от поверхности меди. Здесь вследствие осаждения ионов Си отрицательно заряженные сульфат-ионы собираются у поверхности медного электрода, и по истечении короткого времени из-за отталкивания электронов и притягивания ионов меди становится невозможным дальнейшее осаждение ионов Си Если гальванический элемент бездействует, то такое состояние действительно наступает. В ра -тающем же элементе, когда полюса его соединены проводом, условия совсем другие. Вследствие разности потенциалов между полюсами элемента, а также в растворе электролита все время течет электрический ток, причем ток в электролите обусловлен переносом свободно перемещающихся положительных ионов (катионов Си ) в одном направлении и отрицательных ионов (анионов 50 4 — в противоположном. Благодаря этому процесс ионизации атомов или разряда (нейтрализации) ионов может идти непрерывно. Раствор сернокислой меди должен быть отделен от раствора сернокислого цинка, так как в противном случае сернокислая медь будет иметь прямой контакт с цинком — между ними начнется непосредственный обмен электронами, что приведет к прекращению макроскопического тока. Такое разделение, однако, не должно означать электрическую изоляцию, так как в этом случае электрический ток идти не может. Поэтому оба раствора необходимо разделить пористой стенкой, которая препятствует смешению растворов, но позволяет ионам свободно мигрировать сквозь нее. [c.135]

    Перенос ионов в растворе к катоду и аноду измеряется скоростью их передвижения. Если обозначить скорость передвижения положительных ионов (катионов) в растворе через токат., а скорость передвижения отрицательных ионов (анионов) через а/лн., то отношение скоростей движения анионов и катионов к сумме их скоростей называется числами переноса.  [c.347]

    Катионоактивными называют диссоциирующиеся в водных растворах ПАВ с одной или несколькими функциональными группами. Поверхностная активность этих растворов обусловливается образовавшимися положительными ионами (катионами). [c.77]

    Вода сама по себе является плохим проводником, и электроны не могут перемещаться в ней так, как в металлическом проводнике, однако находящиеся в растворе ионы, образующиеся при диссоциации электролита, передвигаются по двум противоположным направлениям положительные ионы (катионы) двигаются к катоду, отрицательные (анионы)—к аноду. Достигая катода, катионы получают от него недостающие им электроны и стано вятся нейтральными атомами или группой атомов (молекулами) Одновременно с этим анионы отдают аноду свои лишние элек троны, тоже переходя в нейтральные атомы или группы атомов Непрерывный переход электронов с катодов на катионы и с анио нов на аноды поддерживает движение электронов в проводах, со единяющих полюсы источника тока с электродами. При этом число электронов, получаемых анодом, равно числу электронов, передаваемых за то же время катодом, т. е. во внешней цепи ток. идет так же, как он шел бы, если бы электроны непосредственно проходили через раствор. В сущности же на границе раздела электрод— раствор происходит переход от электронной проводимости к ионной, причем прохождение электрического тока через проводники второго рода сопровождается выделением на электродах продуктов электрохимических реакций, т. е. продуктов взаимодействия ионов и электронов. Реакция между ионом и электроном на границе раздела электрод — раствор определяет превращение электрической энергии в химическую, [c.9]

    Для понижения щелочности раствора основания и уменьшения его pH необходимо к раствору основания добавить соль, которая имеет одинаковый со щелочью положительный ион-катион., Например, буферный раствор, состоящий из раствора гидрата окиси аммония ЫН40Н и хлористого аммония ЫН4С1, имеет [c.42]

    Движущей силой мембранных процессов является разность электрических потенциалов, транспорт основан на способности ионов и заряженных частиц проводить электрический ток. При наложении разности потенциалов к раствору соли положительные ионы (катионы) движутся к отрицательному электроду (катоду), а отрицательные (анионы) — к положительно заряженному электроду (аноду). Движущая сила не оказывает влияния на незаряженные молекулы, что позволяет отделять их от компонентов, несущих электрический заряд. С помощью заряженных мембран возможно регулировать транспорт ионов. Такие мембраны проводят электрический ток. Различают два вида мембран катионообменные мембраны, позволяющие переносить положительно заряженные ионы, и анионообменные мембраны, обусловливающие перенос анионов. Транспорт ионов через заряженную мембрану основан на эффекте Доннана (см. гл. IV). Для осуществления электромембранных процессов используются разнообразные комбинации электрически заряженных мембран и разности потенциалов. Одним из основных электромембранных процессов является элетродигилиз, который используется для очистки воды от ионов. Имеется множество производных процессов, основанных на использовании заряженных мембран и разности потенциалов (в качестве движущей силы). Некоторые из них, такие, как мембранный электролиз и применение биполярных мембран, будут описаны ниже. [c.370]

    При помощи рН-метра измеряют разность потенциалов между двумя электродами, помещенными в раствор. Основой такоп системы служит электрод, потенциал которого зависит от pH. Чаще всего используют в качестве такой рН-зависимой ячейки стеклянный электрод. Принцип действия такого электрода основан на том, что некоторые типы боросиликатного стекла проницаемы для Н+-ИОНОВ, но непроницаемы для любых других катионов или анионов. Поэтому, если тонкий слой такого стекла поместить между двумя растворами с различными концентрациями ионов Н+, эти ионы будут диффундировать сквозь стекло из раствора с высокой концентрацией ионов водорода в раствор с низкой их концентрацией. Поскольку проходящий через стекло Н+-И0Н прибавляет положительный ион к раствору с низкой концентрацией Н+ и оставляет после себя отрицательный ион, по обе стороны стекла развивается разность потенциалов, величина которого дается уравнением [c.88]

    При растворении в воде или других растворителях, состоящих из полярных молекул, электролиты подвергаются электролитической диссоцийции, т. е. в большей или меньшей степени распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы — катионы и анноиы. Электролиты, диссоциирующие в растворах не полностью, называются слабыми электролитами. В их растворах устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциацни — ионами. Например, в водном растворе уксусной кислоты устанавливается равновесие [c.124]

    Анодная поляризация металла, т. е. сдвиг потенциала металла в положительную сторону, когда > (Ул1е)обр и А1/ > О, повышает энергетический уровень катионов на поверхности металла и понижает его у катионов, находящихся в растворе на расстоянии бо от поверхности металла, как это представлено кривой 3 на рис. 138. Устанавливающийся при этом скачок потенциала, поляризуемого внешним током металла относительно растЕюра Уа, дает в плотной части двойного слоя скачок г]) 4= обр- совершаемая работа А при переходе 1 г-иона катионов металла в раствор будет равна [c.199]

    Так как коррозионные процессы в большинстве случаев протекают по электрохимическому механизму, то большое значение для этих процессов имеют свойства растворов электролитов. Электролитами называются проводники второго рода, электропроводность которых обусловлена передвижением ионов в электрическом поле (ионная проводимость) положительно заряженных катионов и отрицательно зарялПроводниками второго рода обычно являются водные растворы солей, кислот и оснований, а также эти вещества в расплавленном состоянии. Электролитами могут быть и некоторые неводные растворы. Наряду с сильными электролитами, -полностью диссоци-ируклцими в растворах на ионы, некоторые вещества, например органические кислоты, лишь частично распадаются на ионы их принято называть сла быми электролитами. [c.11]

    Таким образом, соли тропилия содержат катион С7Н7 . Хюккель еще в 1931 г. предсказал, что циклогептатриеновое кольцо может оказаться склонным отдавать свой неспаренный электрон, превращаясь в положительный ион. Действительно, соединения тропилия обладают ярко выраженным солеобразным характером например, бромид легко растворяется в воде, но не растворим в неполярных органических растворителях азотнокислое серебро уже на холоду осаждает весь ионогенный бром, С водой это соединение реагирует с образованием карби-нольиого основания, которое легко ангидризуется в простой эфир  [c.918]

    Бывает, что обе формы находятся в растворе — тогда происходит обмен электронами между инертныл электродом и ионами. Так, катион Ре + может отнять от платины один электрон и восстановиться до Ре2+. Платина при этом зарядится положительно, а в растворе появится отрицательный заряд за счет избыточного аниона (например, С1 —от РеС1з). Отнятие последующих электронов становится нее более и более затруднительным и устанавливается, наконец, равновесие между положительно заряженным электродом и слоем анионов. В конечном счете происходит химическая реакция Ре + + е —> Fe +. Равно возможна и противоположная реакция  [c.130]

    Рассмотрим пример отрицательно заряженной диафрагмы в растворе КС1 (рис. 82). За [пределами двойного слоя в центральной зоне капилляра оба иона участвуют в переносе тока. В поверхностной зоне перенос тока осуществляется в основном катионами, так как анионы двойного слоя фиксированы на внутренней обкладке. Таким образом, в капилляре в целом катионы перенесут больше кулоно1а, нежели анионы Эта разность будет увеличиваться с развитием удельной поверхности капилляров. Число переноса катиона при отрицательном заряде диа фрагмы увеличивается с уменьшением г — радиуса пор и у меньшением концентрации ионов в растворе. Наоборот, при положительном заряде диафрагмы увеличивается число переноса аниона. [c.141]

    Во-первых, молекулы электролитов при растворении в воде распадаются, диссоциируют на ионы, причем образуются положительные и отрицательные ионы, так что раствор в целом. остается электронейтральиым. Ионы могут быть простыми (К , С1 , и др.) и сложными (NO3 , SO4″ и др.). Положительные ионы называются катионами (при прохождении электрического тока они движутся к катоду), отрицательные — анионами (они перемещаются к аноду). [c.39]

    Фронт катионов удерживает иа некотором расстоянии от себя одноименно заряженные катионы водорода, не давая им возможности вступить в контакт с металлом, поэтому восстановление катиона водорода за счет электронов железа затруднено. Это и предохраняет чистый металл от коррозии в нейтральных и кислых средах. Однако практически образцы технического железа претерпевают разрушение. Причиной этого является неоднородность технического железа, которое содержит зерна углерода (графита), цементита (РезС), шлака и другие инородные включения, не посылающие в раствор положительно заряженных ионов, но в то л е время являющиеся электронными проводниками. Электроны металла переходят на включения и заряжают их отрицательно. На новерх-ности включений катионы водорода не встречают барьера из положительных ионов, поэтому и разряжаются по схеме 2Н+ + 2е = = 2Н 2Н->Н2. [c.175]

ЗФТШ Химия — Статьи — Abitu.net

Известно, что существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счёт движения электронов в электрическом поле, либо за счет движения ионов. Электрическая  проводимость присуща, прежде всего, металлам. Ионная проводимость присуща многим химическим соединения, обладающим ионным строением, например, солям в твёрдом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. В связи с этим все вещества принято условно делить на две категории:

а) вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью, называются электролитами;

б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью, называются неэлектролитами.

К электролитам относится  большинство неорганических кислот, оснований и солей.  К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например, спирты, углеводы.

Оказалось, что, кроме хорошей электропроводности, растворы электролитов обладают более низкими значениями давлениями пара растворителя и температуры плавления и более высокими температурами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих свойств, шведский ученый С. Аррениус в 1887 г.(23)`.

ЭЛЕКТРОЛИТЫ | Энциклопедия Кругосвет

ЭЛЕКТРОЛИТЫ, вещества, обладающие ионной проводимостью; их называют проводниками второго рода – прохождение тока через них сопровождается переносом вещества. К электролитам относятся расплавы солей, оксидов или гидроксидов, а также (что встречается значительно чаще) растворы солей, кислот или оснований в полярных растворителях, например в воде. Известны и твердые электролиты. Чтобы пропустить электрический ток через раствор электролита, в него опускают две металлические или угольные пластины – электроды – и соединяют их с полюсами источника постоянного тока. Положительный электрод называют анодом, отрицательный – катодом. Прохождение тока через электролит сопровождается химическими реакциями на электродах. Так, на катоде, погруженном в расплав соли или оксида либо в раствор соли, обычно осаждается металл, входящий в состав электролита. На катоде, погруженном в водный раствор кислоты, основания либо соли щелочного или щелочноземельного металла, выделяется газообразный водород. На аноде, изготовленном из инертного материала, например платины или угля, в водном растворе выделяется газообразный кислород, а в концентрированных водных растворах хлоридов или в расплавленных хлоридах – хлор. Цинковые, медные или кадмиевые аноды под действием электрического тока сами постепенно растворяются; газ в этом случае не образуется.

ЭЛЕКТРОЛИЗ

Законы Фарадея.

Электролизом называют химические процессы, протекающие под действием электрического тока на электродах, погруженных в электролит. Количество образовавшегося вещества связано с количеством электричества, пропущенного через электролит (сила тока ґ время), законами Фарадея: 1) количество вещества, образовавшегося на электроде при пропускании через электролит постоянного электрического тока, прямо пропорционально количеству пропущенного электричества, т.е. силе тока и времени электролиза; 2) для разных электродных процессов при одинаковом количестве электричества, пропущенного через электролит, массы образовавшихся веществ пропорциональны их химическим эквивалентам. (Эквивалентом элемента называется такое его количество, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях, а эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с 1 экв. водорода или любого другого вещества. См. ЭКВИВАЛЕНТНАЯ МАССА.)

Законы Фарадея справедливы как для растворов, так и для расплавов и применимы к обоим электродам. Количество электричества, необходимое для образования 1 экв. любого вещества, одинаково для всех веществ; оно равно 96 485 Кл и называется числом Фарадея или постоянной Фарадея (фундаментальная физическая константа). Эта закономерность широко применяется на практике. Исходя из количества затраченного электричества, можно рассчитать массу или толщину металлического покрытия, образующегося при гальваностегии, и наоборот, задав толщину покрытия, можно оценить, какое количество электричества для этого потребуется. Законы Фарадея лежат в основе работы вольтметра и приборов, предназначенных для измерения силы постоянного тока. См. также ЭЛЕКТРИЧЕСКИЕ ИЗМЕРЕНИЯ; ЭЛЕКТРОХИМИЯ.

Ионы.

В 1833 М.Фарадей предположил, что ток через электролит переносят электрически заряженные частицы – ионы. Положительно заряженные ионы (например, ионы металлов и водорода), движущиеся через электролит по направлению к катоду, были названы катионами, а отрицательно заряженные, перемещающиеся к аноду, – анионами. Предполагалось, что на электродах ионы теряют заряд, при этом на катоде из катионов образуются атомы металла или водорода, а на аноде из анионов – галогены или кислород.

Эти представления – с незначительными изменениями – считаются справедливыми и сегодня. Положительным ионом (катионом) называют атом или группу атомов, утративших один или несколько электронов, а отрицательным ионом (анионом) – атом или группу атомов с одним или более избыточным электроном. На катоде катионы электролита приобретают недостающие электроны и нейтрализуют свой положительный заряд. Аналогично анионы отдают избыточные электроны, достигая анода. Если материал анода реакционноспособен, он может сам служить источником электронов, поскольку его атомы отдают электроны легче, чем анионы. Образующиеся катионы переходят при этом в раствор.

Поскольку для осаждения или нейтрализации 1 экв. любого вещества требуется одно и то же количество электричества, очевидно, что заряд, переносимый ионами, содержащимися в 1 экв., одинаков для всех веществ. Число эквивалентов в одном моле ионов равно валентности иона, поэтому число единичных зарядов (электронов), переносимых ионом, можно отождествить с его валентностью. Таким образом, у одновалентного катиона (например, Na⁺, K⁺, Ag⁺) недостает одного электрона по сравнению с нейтральным атомом; этот катион переносит единичный положительный заряд. У двухвалентного катиона (например, Ca²⁺, Zn²⁺, Cu²⁺) недостает двух электронов, он переносит два единичных положительных заряда и т.д. Единичный отрицательный заряд одновалентного аниона (Cl^–, Br^–) создается одним избыточным по отношению к нейтральному атому электроном.

ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Теория Аррениуса.

Предположив, что электрический ток в электролитах переносят ионы, Фарадей ничего не сказал об их происхождении. Некоторые соображения по этому поводу были высказаны немецким физиком Р.Клаузиусом в 1857, а первое наиболее полное описание процесса образования ионов принадлежит шведскому физикохимику С.Аррениусу (1883–1897). Аррениус предположил, что соли, кислоты и основания при растворении в подходящем растворителе (например, в воде) распадаются (диссоциируют) на ионы. Например, хлорид натрия NaCl диссоциирует на ионы натрия Na⁺ и хлора Cl^–. Электрический ток в самом процессе диссоциации никак не участвует, он лишь направляет ионы к соответствующим электродам. Теория электролитической диссоциации не только объясняет образование ионов в растворе, но и проливает свет на многие ранее непонятные явления. Так, в 1887 нидерландский физикохимик Я.Вант-Гофф обнаружил, что температура замерзания растворов электролитов значительно ниже, а температура кипения намного выше, чем рассчитанные исходя из их молекулярных масс (см. также РАСТВОРЫ). Природа этих отклонений становится ясной, если учесть, что свойства разбавленных растворов зависят не от природы растворенных частиц, а от их числа. При диссоциации из одной молекулы электролита образуются два и более иона, а число частиц в растворе становится гораздо больше, чем в случаях, когда электролитическая диссоциация по каким-то причинам не происходит.

Константа диссоциации.

Согласно Аррениусу, степень диссоциации, т.е. доля молекул, распавшихся на ионы, возрастает по мере разбавления раствора. Предположив, что скорости перемещения ионов через электролит не зависят от концентрации раствора, и измерив электропроводность, Аррениус рассчитал степень диссоциации нескольких электролитов при разных концентрациях. В.Оствальд в 1888 использовал этот метод для расчета концентрации свободных ионов и недиссоциированных молекул в растворе, а отсюда – константы равновесия (константы диссоциации) реакции диссоциации. Обратимая диссоциация электролита CA на ионы C⁺ и A^– описывается уравнением CA C⁺ + A^–, а константа диссоциации равна K = [C⁺][A^–]/[CA] (величины в квадратных скобках – концентрации). Последнее соотношение удовлетворительно описывает поведение только растворов слабых электролитов – слабых кислот и оснований. Сильные электролиты, т.е. водные растворы сильных кислот, оснований и большинства солей, ведут себя иначе; оказалось, что фундаментальный постулат Аррениуса о постоянстве скоростей перемещения ионов и независимости их от концентрации неприменим к сильным электролитам.

ТЕОРИЯ МЕЖИОННОГО ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ

Согласно современным представлениям, основанным на теории валентности и данных по рентгеноструктурному анализу кристаллов, большинство солей ионизировано уже в твердом состоянии; при этом положительные и отрицательные ионы удерживаются вместе электростатическими силами. Когда соль растворяется (например, в воде), ионы притягивают к себе молекулы растворителя – сольватируются (или гидратируются, если растворитель – вода). Выделяющейся в процессе сольватации энергии достаточно для преодоления электростатических сил притяжения ионов, так что ионы в растворе отделяются друг от друга, т.е. происходит электролитическая диссоциация. Сильные электролиты, в частности галогениды и нитраты щелочных и щелочноземельных металлов, полностью ионизированы в растворе при всех приемлемых концентрациях.

Противоположно заряженные ионы в растворе притягиваются друг к другу, причем степень притяжения возрастает с увеличением концентрации, поскольку расстояние между ионами уменьшается. Диссоциация, особенно при высоких концентрациях, никогда не бывает полной. Здесь нужно остановиться на различии между диссоциацией и ионизацией. Сильные электролиты (например, соль) в растворе полностью ионизированы фактически при всех концентрациях, но степень их диссоциации зависит от концентрации и становится достаточно высокой только в очень разбавленных растворах. Слабые электролиты, напротив, ионизированы лишь частично, и степень ионизации у них очень мало отличается от степени диссоциации; это и подтверждают измерения электропроводности.

Теория Дебая – Хюккеля.

Описанные выше представления составляют основу теории межионного взаимодействия электролитов. Вкратце суть ее состоит в следующем: электростатическое притяжение между ионами существует во всех электролитах, но в слабых электролитах, где число ионов относительно мало и поэтому они находятся далеко друг от друга, оно несущественно. Таким образом, концепция межионного взаимодействия относится главным образом к сильным электролитам. В количественном виде эту концепцию представили П.Дебай и Э.Хюккель в 1923, и она называется теорией Дебая – Хюккеля. Основная ее идея состоит в том, что вследствие электростатического притяжения между положительными и отрицательными ионами вблизи каждого иона находятся главным образом ионы противоположного знака, т.е. ион как бы окружен ионной атмосферой. Суммарный заряд этой атмосферы по абсолютной величине равен заряду центрального иона, но противоположен ему по знаку. Тормозящее действие ионной атмосферы на передвижение ионов проявляется таким образом, что все свойства, зависящие от концентрации ионов (такие, как электрическая проводимость, осмотическое давление и т.д.), отвечают заниженной степени диссоциации – кажущейся степени диссоциации. Для оценки состояния ионов в растворе пользуются понятием активности иона – его условной концентрации, соответственно которой он действует при химических реакциях: a = fC, где a – активность иона, C – его концентрация, f – коэффициент активности. Значение f f близок к единице, это говорит о слабом межионном взаимодействии. В очень разбавленных растворах действие межионных сил почти не проявляется. Применяя различные математические методы для описания свойств ионной атмосферы, во многом удалось объяснить поведение разбавленных растворов сильных электролитов. Поведение же их концентрированных растворов требует дальнейших исследований.

типов водных растворов | Безграничная химия

Растворы электролитов и неэлектролитов

В отличие от неэлектролитов, электролиты содержат растворенные ионы, которые позволяют им легко проводить электричество.

Цели обучения

Узнавать свойства раствора электролита.

Основные выводы

Ключевые моменты

• Электролиты — это соли или молекулы, которые полностью ионизируются в растворе. В результате растворы электролитов легко проводят электричество.
• В растворе неэлектролиты не диссоциируют на ионы; поэтому растворы неэлектролитов не проводят электричество.

Ключевые термины

• неэлектролит : Вещество, не диссоциирующее на ионы в растворе.
• раствор : гомогенная смесь, которая может быть жидкостью, газом или твердым телом, образованная растворением одного или нескольких веществ.
• растворенное вещество : любое вещество, растворенное в жидком растворителе для создания раствора.
• электролит : Вещество, которое в растворе диссоциирует на ионы.
• соль : ионное соединение, состоящее из катионов и анионов, которые удерживаются вместе за счет электростатического притяжения.

Растворы электролитов

Электролит — это любая соль или ионизируемая молекула, которая при растворении в растворе придает этому раствору способность проводить электричество. Это потому, что когда соль растворяется, ее диссоциированные ионы могут свободно перемещаться в растворе, позволяя заряду течь.

Растворы электролитов обычно образуются, когда соль помещается в растворитель, такой как вода. Например, когда поваренная соль NaCl помещается в воду, соль (твердое вещество) растворяется на составляющие ионы в соответствии с реакцией диссоциации:

NaCl ( с ) → Na ⁺ ( водн. ) + Cl ^— ( водн. )

Вещества также могут реагировать с водой с образованием ионов в растворе. Например, углекислый газ, CO2, растворяется в воде с образованием раствора, содержащего ионы водорода, карбонат и ионы гидрокарбоната:

2 CO ₂ ( г ) + 2 H ₂ O ( л ) → 3 H ⁺ ( водн. ) + CO ₃ ^2- ( водн. ) + HCO ₃ ^— ( водн. )

Полученный раствор будет проводить электричество, потому что он содержит ионы.Однако важно помнить, что CO ₂ — это , а не электролит, потому что CO ₂ сам по себе не диссоциирует на ионы. Только соединения, которые в растворе диссоциируют на составляющие ионы, считаются электролитами.

Сильный и слабый электролиты

Как упоминалось выше, когда ионизируемое растворенное вещество диссоциирует, полученный раствор может проводить электричество. Поэтому соединения, которые легко образуют ионы в растворе, известны как сильные электролиты .(По этой причине все сильные кислоты и сильные основания являются сильными электролитами.)

Напротив, если соединение диссоциирует в небольшой степени, раствор будет слабым проводником электричества; соединение, которое только слабо диссоциирует, поэтому известно как слабый электролит.

Сильный электролит полностью распадается на составляющие ионы в растворе; С другой стороны, слабый электролит останется в растворе в основном недиссоциированным. Примером слабого электролита является уксусная кислота, которая также является слабой кислотой.

Gatorade как раствор электролита : Спортивный напиток Gatorade рекламирует, что он содержит электролиты, поскольку он содержит ионы натрия, калия, магния и других веществ. Когда люди потеют, мы теряем ионы, необходимые для жизненно важных функций организма; чтобы восполнить их, нам нужно потреблять больше ионов, часто в виде раствора электролита. В организме человека электролиты имеют множество применений, в том числе помогают нейронам проводить электрические импульсы.

Растворы безэлектролитов

Неэлектролиты — это соединения, которые совсем не ионизируются в растворе.В результате растворы, содержащие неэлектролиты, не будут проводить электричество. Обычно неэлектролиты в основном удерживаются вместе ковалентными, а не ионными связями. Типичным примером неэлектролита является глюкоза, или C ₆ H ₁₂ O ₆ . Глюкоза (сахар) легко растворяется в воде, но, поскольку она не диссоциирует на ионы в растворе, считается неэлектролитом; поэтому растворы, содержащие глюкозу, не проводят электричество.

Свойства растворителя воды

Полярность воды делает ее отличным растворителем для других полярных молекул и ионов.

Цели обучения

Объясните, почему некоторые молекулы не растворяются в воде.

Основные выводы

Ключевые моменты

• Вода диссоциирует соли, разделяя катионы и анионы и создавая новые взаимодействия между водой и ионами.
• Вода растворяет многие биомолекулы, поскольку они полярны и, следовательно, гидрофильны.

Ключевые термины

• диссоциация : процесс, при котором соединение или сложное тело распадается на более простые составляющие, такие как атомы или ионы, обычно обратимо.
• гидратная оболочка : термин, используемый для сольватационной оболочки (структуры, состоящей из химического вещества, которое действует как растворитель и окружает растворенные вещества) с водным растворителем; также называется сферой гидратации.

Свойства растворителя воды

Вода, которая не только растворяет многие соединения, но и растворяет больше веществ, чем любая другая жидкость, считается универсальным растворителем. Полярная молекула с частично положительными и отрицательными зарядами, она легко растворяет ионы и полярные молекулы.Поэтому воду называют растворителем: веществом, способным растворять другие полярные молекулы и ионные соединения. Связанные с этими молекулами заряды образуют водородные связи с водой, окружая частицу молекулами воды. Это называется сферой гидратации или гидратной оболочкой, и она служит для разделения или диспергирования частиц в воде.

Когда ионные соединения добавляются к воде, отдельные ионы взаимодействуют с полярными областями молекул воды в процессе диссоциации, разрушая их ионные связи.Диссоциация происходит, когда атомы или группы атомов отрываются от молекул и образуют ионы. Рассмотрим поваренную соль (NaCl или хлорид натрия): когда кристаллы NaCl добавляются в воду, молекулы NaCl диссоциируют на ионы Na ⁺ и Cl ^—, и вокруг ионов образуются сферы гидратации. Положительно заряженный ион натрия окружен частично отрицательным зарядом кислорода молекулы воды; отрицательно заряженный хлорид-ион окружен частично положительным зарядом водорода в молекуле воды.

Диссоциация NaCl в воде : Когда поваренная соль (NaCl) смешивается с водой, вокруг ионов образуются сферы гидратации.

Поскольку многие биомолекулы полярны или заряжены, вода легко растворяет эти гидрофильные соединения. Однако вода является плохим растворителем для гидрофобных молекул, таких как липиды. Неполярные молекулы испытывают гидрофобные взаимодействия в воде: вода меняет структуру водородных связей вокруг гидрофобных молекул, образуя решетчатую структуру, называемую клатратом.Это изменение в структуре водородных связей водного растворителя приводит к значительному снижению общей энтропии системы, поскольку молекулы становятся более упорядоченными, чем в жидкой воде. Термодинамически такое большое снижение энтропии не является спонтанным, и гидрофобная молекула не растворяется.

Электролитические свойства

Когда электроды помещаются в раствор электролита и подается напряжение, электролит проводит электричество.

Цели обучения

Используйте таблицу стандартных восстановительных потенциалов, чтобы определить, какие частицы в растворе будут восстановлены или окислены.

Основные выводы

Ключевые моменты

• Когда электрический ток проходит через раствор (часто электролитов), катион или нейтральная молекула восстанавливается на катоде, а анион или нейтральная молекула окисляется на аноде.
• Чтобы определить, какие частицы в растворе будут окисляться, а какие восстанавливаться, таблица стандартных восстановительных потенциалов может определить наиболее термодинамически жизнеспособный вариант.
• На практике при электролизе чистой воды можно получить газообразный водород.

Ключевые термины

• электрод : вывод, через который электрический ток проходит между металлическими и неметаллическими частями электрической цепи; при электролизе катод и анод помещают в раствор отдельно.
• электрон : субатомная частица, которая имеет отрицательный заряд и вращается вокруг ядра; поток электронов в проводнике составляет электричество.

Электролитические свойства

Когда электроды помещаются в раствор электролита и подается напряжение, электролит проводит электричество.Одинокие электроны обычно не могут проходить через электролит; вместо этого на катоде происходит химическая реакция, которая поглощает электроны анода. Другая реакция происходит на аноде, производя электроны, которые в конечном итоге переносятся на катод. В результате в электролите вокруг катода образуется облако отрицательного заряда, а вокруг анода — положительный заряд. Ионы в электролите нейтрализуют эти заряды, позволяя электронам продолжать движение и реакции продолжаться.{-} [/ латекс]

и газообразный хлор. Положительно заряженные ионы натрия Na ⁺ будут реагировать на катод, нейтрализуя там отрицательный заряд OH ^—; отрицательно заряженные гидроксид-ионы OH ^— будут реагировать на анод, нейтрализуя там положительный заряд Na ⁺ . Без ионов из электролита заряды вокруг электрода замедляют непрерывный поток электронов; диффузия H ⁺ и OH ^— через воду к другому электроду занимает больше времени, чем перемещение гораздо более распространенных солевых ионов.

В других системах электродные реакции могут включать электродный металл, а также ионы электролита. Например, в батареях в качестве электродов используются два материала с разным сродством к электрону: вне батареи электроны текут от одного электрода к другому; внутри цепь замыкается ионами электролита. Здесь электродные реакции преобразуют химическую энергию в электрическую.

Окисление и восстановление на электродах

Окисление ионов или нейтральных молекул происходит на аноде, а восстановление ионов или нейтральных молекул происходит на катоде.{+} \ rightarrow [/ latex]

Гидрохинон : гидрохинон является восстановителем или донором электронов и органической молекулой.

Пара-бензохинон : П-бензохинон является окислителем или акцептором электронов. + \).+ \) более адекватно передает ощущение, что это одновременно и отдельная молекула, и сопряженная кислота с водой.

Уравнение «HA → H ⁺ + A ^— » настолько легче написать, что химики все еще используют его для представления кислотно-основных реакций в контекстах, в которых не нужно подчеркивать протонный донорно-акцепторный механизм. Таким образом, допустимо говорить об «ионах водорода» и использовать формулу H ⁺ при написании химических уравнений, если вы помните, что их не следует понимать буквально в контексте водных растворов.+ \) сам ион двигался. Точно так же ион гидроксида, который можно рассматривать как «протонную дыру» в воде, служит точкой посадки для протона из другой молекулы \ (H_2O \), так что ион OH ^— прыгает в воде. так же.

Поскольку ионы гидроксония и гидроксида могут «двигаться, фактически не двигаясь» и, таким образом, без необходимости прокладывать себе путь через раствор, отталкивая молекулы воды, как и другие ионы, кислые или щелочные растворы имеют чрезвычайно высокую электропроводность .+ \). Обратимая реакция — это реакция, при которой реакция идет в обе стороны. Другими словами, молекулы воды диссоциируют, в то время как ионы OH ^— соединяются с ионами H ⁺ с образованием воды. Вода обладает способностью притягивать ионы H ⁺ , потому что это полярная молекула. Это означает, что он имеет частичный заряд, в этом случае заряд отрицательный. Частичный заряд вызван тем фактом, что кислород более электроотрицателен, чем водород. Это означает, что в связи между водородом и кислородом кислород сильнее «притягивает» общие электроны, таким образом вызывая частичный отрицательный заряд на молекуле и заставляя ее притягиваться к положительному заряду H ⁺ с образованием гидрокония .Другой способ объяснить, почему молекула воды считается полярной, — это использовать понятие дипольного момента. Электронная геометрия воды тетраэдрическая, а молекулярная геометрия изогнута. Эта изогнутая геометрия асимметрична, что заставляет молекулу быть полярной и иметь дипольный момент, что приводит к частичному заряду.

Используя это уравнение, мы находим pH чистой воды равным 7. Это считается нейтральным по шкале pH. Значение pH может повышаться или понижаться в зависимости от изменения концентрации гидроксония . Если концентрация гидроксония увеличивается, pH снижается, в результате чего раствор становится более кислым. Это происходит при введении кислоты. Когда ионы H ⁺ диссоциируют от кислоты и связываются с водой, они образуют ионы гидроксония, тем самым увеличивая концентрацию гидроксония в растворе.{-pH} \]

Когда значение pH 7 подставляется в это уравнение, мы получаем концентрацию 0,0000001 M, как и должны.

Может быть сложно научиться использовать математические формулы для расчета кислотности и основности растворов. Вот видеоурок по расчету концентраций ионов гидроксония:

Конфигурация гидрония в воде

Считается, что в среднем каждый ион гидроксония притягивается к шести молекулам воды, которые не притягиваются к другим ионам гидроксония.Эта тема все еще обсуждается, и пока нет реального ответа.

Проблемы

1. Определите pH раствора с концентрацией гидроксония 2,6×10 ^-4 M.
2. Определите концентрацию гидроксония в растворе с pH 1,7.
3. Если в растворе концентрация гидроксония составляет 3,6×10 ^-8 M, будет ли этот раствор щелочным или кислым?
4. Каков pH раствора, содержащего 12,2 грамма соляной кислоты в 500 мл воды?
5. Почему кислоты вызывают ожоги?

Ответы

1.{-4} \; M] \)

При вводе в калькулятор: pH = 3,6

2. Запомните уравнение: [H ₃ O] = 10 ^-pH

Подключите то, что указано: [H ₃ O] = 10 ^-1,7

При вводе в калькулятор: 1.995×10 ^-2 M

3. Определите pH так же, как мы делали в первом вопросе: pH = -log [3,6×10 ^-8 ]

pH = 7,4

Поскольку этот показатель pH выше 7, он считается основным.+ \), возникающие из-за того, что все стехиометрические коэффициенты равны единице.

Итак, если мы сможем вычислить концентрацию HCl, мы сможем вычислить концентрацию гидроксония.

Обратите внимание, что предоставленное нам количество HCl указано в граммах. Это необходимо заменить на моль, чтобы найти концентрацию:

\ [12,2 \; г \; HCl \ раз \ dfrac {1 \; моль \; HCl} {36,457 \; g} = 0,335 \; моль \; HCl \]

Концентрация определяется как моль на литр, поэтому мы переводим 500 мл воды в литры и получаем.5 литров.

\ [\ dfrac {0.335 \; моль \; HCl} {0,5 \; L} = 0,67 \; M \]

Используя эту концентрацию, мы можем получить pH: pH = -log [0,67M]

\ [pH = 0,17 \]

5. Кислоты вызывают ожоги, потому что они обезвоживают клетки, которым они подвергаются. Это вызвано диссоциацией, происходящей в кислотах, где образуются ионы H ⁺ . Эти ионы H ⁺ связываются с водой в клетке и, таким образом, обезвоживают их, вызывая повреждение клеток и ожоги.

Список литературы

1. Петруччи, Харвуд, Селедка, Мадура.Общие принципы химии и современные приложения. Прентис Холл. Нью-Джерси, 2007.
2. Маркс, Такерман, Хаттер, Дж. И Парринелло, М. (1999) Природа гидратированного избыточного протона в воде
3. Петруччи, Ральф Х. Общая химия: принципы и современные приложения. Верхняя Сэдл-Ривер, Нью-Джерси: Пирсон / Прентис-Холл, 2007. Печать.
4. www.youtube.com/watch?v=Y9E_ZlOqk4o

Авторы и авторство

Ионы и ионные соединения — Вводная химия — 1-е канадское издание

Цели обучения

1. Узнайте, как образуются ионы.
2. Узнайте характерные заряды ионов.
3. Составьте правильную формулу ионного соединения.
4. Сгенерировать собственное имя для ионного соединения.

До сих пор мы обсуждали элементы и соединения, которые являются электрически нейтральными. У них такое же количество электронов, что и у протонов, поэтому отрицательные заряды электронов уравновешиваются положительными зарядами протонов. Тем не менее, это не всегда так. Электроны могут переходить от одного атома к другому; когда они это делают, образуются виды с общими электрическими зарядами.Такие разновидности называются ионами. Виды с общим положительным зарядом называются катионами, а виды с общим отрицательным зарядом — анионами. Помните, что ионы образуются только тогда, когда электрон и движутся от одного атома к другому; протон никогда не перемещается от одного атома к другому. Соединения, образованные из положительных и отрицательных ионов, называются ионными соединениями.

Отдельные атомы могут приобретать или терять электроны. Когда они это сделают, они станут одноатомными ионами. Когда атомы приобретают или теряют электроны, они обычно получают или теряют определенное количество электронов и, таким образом, приобретают характерный общий заряд.В Таблице 3.6 «Одноатомные ионы разного заряда» перечислены некоторые общие ионы с точки зрения того, сколько электронов они теряют (образуя катионы) или приобретают (образуя анионы). Об ионах в Таблице 3.6 «Одноатомные ионы разного заряда» следует обратить внимание на несколько моментов. Во-первых, каждый элемент, образующий катионы, является металлом, за исключением одного (водорода), в то время как каждый элемент, образующий анионы, является неметаллом. На самом деле это одно из химических свойств металлов и неметаллов: металлы имеют тенденцию образовывать катионы, а неметаллы имеют тенденцию образовывать анионы.Во-вторых, большинство атомов образуют ионы с одним характерным зарядом. Когда атомы натрия образуют ионы, они всегда образуют заряд 1+, но никогда — заряд 2+, 3+ или даже 1–. Таким образом, если вы запомните информацию из Таблицы 3.6 «Одноатомные ионы с разным зарядом», вы всегда будете знать, какие заряды образуют большинство атомов. (В главе 9 «Химические связи» мы обсудим , почему атома образуют заряды, которые они образуют.)

Таблица 3.6 Одноатомные ионы различных зарядов

В-третьих, есть некоторые исключения из предыдущего пункта.Несколько элементов, все металлы, могут образовывать более одного заряда. Например, атомы железа могут образовывать 2+ катионов или 3+ катионов. Кобальт — еще один элемент, который может образовывать более одного возможного заряженного иона (2+ и 3+), в то время как свинец может образовывать 2+ или 4+ катионов. К сожалению, мало кто понимает, какие два заряда может принимать атом металла, поэтому лучше просто запомнить возможные заряды, которые может иметь конкретный элемент.

Обратите внимание на условные обозначения иона. Величина заряда указывается в правом верхнем индексе рядом с символом элемента.Если заряд однократный, положительный или отрицательный, цифра 1 не записывается; если величина заряда больше 1, то записывается число перед знаком + или -. Символ элемента без заряда, написанный рядом с ним, считается незаряженным атомом.

Иону присвоить имя просто. Для катиона просто используйте имя элемента и добавьте слово ion (или, если вы хотите быть более конкретным, добавьте катион ) после имени элемента.Итак, Na ⁺ — ион натрия; Ca ²⁺ — ион кальция. Если элемент имеет более одного возможного заряда, значение заряда указывается после имени элемента и перед словом ion . Таким образом, Fe ²⁺ — это два иона железа, а Fe ³⁺ — это три иона железа. В печати мы используем римские цифры в скобках для обозначения заряда иона, поэтому эти два иона железа будут представлены как катион железа (II) и катион железа (III) соответственно.

Для одноатомного аниона используйте основу имени элемента и добавьте к нему суффикс -ide , а затем добавьте ion . Это похоже на то, как мы называли молекулярные соединения. Таким образом, Cl ^— представляет собой хлорид-ион, а N ^3- — нитрид-ион.

Пример 6

Назовите каждый вид.

1. O ²⁻
2. Co
3. Co ²⁺

Решение

1. Этот вид имеет заряд 2−, поэтому это анион.Анионы названы с использованием основы имени элемента с добавленным суффиксом -ide . Это оксид-анион.
2. Поскольку этот вид не имеет заряда, это атом в своей элементарной форме. Это кобальт.
3. В данном случае атом имеет заряд 2+, значит, это катион. Мы отмечаем из Таблицы 3.6 «Одноатомные ионы с разным зарядом», что катионы кобальта могут иметь два возможных заряда, поэтому имя иона должно указывать, какой заряд он имеет. Это катион кобальта (II).

Проверьте себя

Назовите каждый вид.

1. П ³⁻
2. Sr ²⁺

Ответы

1. анион фосфида
2. катион стронция

Химические формулы ионных соединений называются ионными формулами. Правильная ионная формула содержит катион и анион; ионное соединение никогда не образуется только между двумя катионами или только двумя анионами. Ключ к написанию правильных ионных формул прост: общий положительный заряд должен уравновешивать общий отрицательный заряд.Поскольку заряды на ионах характерны, иногда нам нужно иметь более одного катиона или аниона, чтобы сбалансировать общие положительные и отрицательные заряды. Принято использовать наименьшее соотношение ионов, необходимое для уравновешивания зарядов.

Например, рассмотрим ионное соединение между Na ⁺ и Cl ^—. Каждый ион имеет один заряд, один положительный и один отрицательный, поэтому нам нужен только один ион каждого из них, чтобы сбалансировать общий заряд. При написании ионной формулы мы следуем двум дополнительным соглашениям: (1) сначала записываем формулу для катиона, а затем формулу для аниона, но (2) не записываем заряды на ионах.Таким образом, для соединения между Na ⁺ и Cl ^— мы имеем ионную формулу NaCl (рис. 3.5 «NaCl = столовая соль»). Формула Na ₂ Cl ₂ также имеет сбалансированные заряды, но принято использовать наименьшее соотношение ионов, по одному каждого из них. (Помните из наших правил написания формул, что мы не пишем нижний индекс 1, если присутствует только один атом определенного элемента.) Для ионного соединения между катионами магния (Mg ²⁺ ) и оксидными анионами (O ^{) 2-}), нам снова нужен только один ион каждого типа, чтобы сбалансировать заряды.По соглашению формула — MgO.

Рисунок 3.5 NaCl = столовая соль

Для ионного соединения между ионами Mg ²⁺ и ионами Cl ^— мы теперь рассмотрим тот факт, что заряды имеют разные величины: 2+ на ионе магния и 1− на ионе хлорида. Чтобы сбалансировать заряды с наименьшим возможным количеством ионов, нам нужно иметь два иона хлорида, чтобы сбалансировать заряд на одном ионе магния.Вместо того, чтобы писать формулу MgClCl, мы объединяем два иона хлорида и записываем ее с нижним индексом 2: MgCl ₂ .

Что говорит нам формула MgCl ₂ ? В формуле два хлорид-иона. Хотя хлор как элемент представляет собой двухатомную молекулу, Cl ₂ , элементарный хлор не является частью этого ионного соединения. Хлор находится в форме отрицательно заряженного иона , а не нейтрального элемента . Нижний индекс 2 находится в ионной формуле, потому что нам нужны два иона Cl ^— , чтобы сбалансировать заряд на одном ионе Mg ²⁺ .

Пример 7

Напишите правильную ионную формулу для каждого из двух данных ионов.

1. Ca ²⁺ и Cl ^—
2. Al ³⁺ и F ^—
3. Al ³⁺ и O ^2-

Решение

1. Нам нужны два иона Cl ^— , чтобы сбалансировать заряд одного иона Ca ²⁺ , поэтому правильная ионная формула — CaCl ₂ .
2. Нам нужны три иона F ^— , чтобы сбалансировать заряд иона Al ³⁺ , поэтому правильная ионная формула — AlF ₃ .
3. Обратите внимание на то, что для Al ³⁺ и O ²⁻ ни один из зарядов не является точным кратным другому. Это означает, что мы должны перейти к наименьшему общему кратному, которым в данном случае будет шесть. Чтобы получить в сумме 6+, нам нужны два иона Al ³⁺ ; чтобы получить 6−, нам потребуется три иона O ²⁻ . Следовательно, правильная ионная формула — Al ₂ O ₃ .

Проверьте себя

Напишите правильные ионные формулы для каждого из двух данных ионов.

1. Fe ²⁺ и S ²⁻
2. Fe ³⁺ и S ²⁻

Ответы

1. FeS
2. Fe ₂ S ₃

Назвать ионные соединения просто: объедините название катиона и название аниона, в обоих случаях опуская слово ion . Не используйте числовые префиксы, если для балансировки зарядов необходимо более одного иона. NaCl — хлорид натрия, сочетание названия катиона (натрий) и аниона (хлорид).MgO — оксид магния. MgCl ₂ представляет собой хлорид магния — , а не дихлорид магния.

При обозначении ионных соединений, катионы которых могут иметь более одного возможного заряда, мы также должны включать заряд в скобках и римскими цифрами как часть названия. Следовательно, FeS — сульфид железа (II), а Fe ₂ S ₃ — сульфид железа (III). Опять же, в названии нет числовых префиксов. Количество ионов в формуле продиктовано необходимостью сбалансировать положительный и отрицательный заряды.

Пример 8

Назовите каждое ионное соединение.

1. CaCl ₂
2. AlF ₃
3. Co ₂ O ₃

Решение

1. Используя названия ионов, это ионное соединение называется хлорид кальция. Это не хлорид кальция (II) , потому что кальций образует только один катион, когда он образует ион, и он имеет характерный заряд 2+.
2. Название этого ионного соединения — фторид алюминия.
3. Мы знаем, что кобальт может иметь более одного заряда; нам просто нужно определить, что это такое. Оксид всегда имеет заряд 2−, поэтому с тремя оксидными ионами общий отрицательный заряд равен 6−. Это означает, что два иона кобальта должны давать вклад 6+, что для двух ионов кобальта означает, что каждый из них равен 3+. Следовательно, собственное название этого ионного соединения — оксид кобальта (III).

Проверьте себя

Назовите каждое ионное соединение.

1. Sc ₂ O ₃
2. AgCl

Ответы

1. оксид скандия
2. хлорид серебра

Как узнать, предназначена ли формула — и, в более широком смысле, название — для молекулярного соединения или для ионного соединения? Молекулярные соединения образуются между неметаллами и неметаллами, а ионные соединения образуются между металлами и неметаллами.Периодическая таблица Менделеева (рис. 3.2 «Простая таблица Менделеева») может использоваться, чтобы определить, какие элементы являются металлами и неметаллами.

Также существует группа ионов, содержащих более одного атома. Их называют многоатомными ионами. В таблице 3.7 «Общие многоатомные ионы» перечислены формулы, заряды и названия некоторых общих многоатомных ионов. Только один из них, ион аммония, является катионом; остальные — анионы. Большинство из них также содержат атомы кислорода, поэтому иногда их называют оксианионами .Некоторые из них, такие как нитрат и нитрит, сульфат и сульфит, имеют очень похожие формулы и названия, поэтому необходимо позаботиться о том, чтобы формулы и названия были правильными. Обратите внимание, что многоатомный ион -ite имеет в своей формуле на один атом кислорода меньше, чем -ат-ион, но с тем же ионным зарядом.

Таблица 3.7 Общие многоатомные ионы

Именование ионных соединений, которые содержат многоатомные ионы, следует тем же правилам, что и названия других ионных соединений: просто объедините название катиона и название аниона.Не используйте числовые префиксы в имени, если многоатомных ионов более одного; единственное исключение из этого — если название самого иона содержит числовой префикс, например дихромат или трииодид.

Написание формул ионных соединений имеет одно важное отличие. Если для уравновешивания общего заряда в формуле требуется более одного многоатомного иона, заключите формулу многоатомного иона в скобки и напишите правильный числовой индекс справа и после в скобках.Таким образом, формула между ионами кальция Ca ²⁺ и нитрат-ионами NO ₃ ^— правильно записывается как Ca (NO ₃ ) ₂ , а не CaNO ₃₂ или CaN ₂ О ₆ . При необходимости используйте круглые скобки. Название этого ионного соединения — просто нитрат кальция.

Пример 9

Напишите правильную формулу и дайте собственное название для каждого ионного соединения, образованного между двумя перечисленными ионами.

1. NH ₄ ⁺ и S ²⁻
2. Al ³⁺ и PO ₄ ^3-
3. Fe ²⁺ и PO ₄ ³⁻

Решение

1. Поскольку ион аммония имеет заряд 1+, а сульфид-ион имеет заряд 2−, нам нужны два иона аммония, чтобы сбалансировать заряд одного сульфид-иона.Заключив формулу иона аммония в скобки, мы получим (NH ₄ ) ₂ S. Название соединения — сульфид аммония.
2. Поскольку ионы имеют одинаковую величину заряда, нам нужен только один из них, чтобы сбалансировать заряды. Формула — AlPO ₄ , название соединения — фосфат алюминия.
3. Ни один из зарядов не является точным кратным другому, поэтому нам нужно перейти к наименьшему общему кратному 6. Чтобы получить 6+, нам нужны три иона железа (II), а чтобы получить 6−, нам нужны два иона фосфата.Правильная формула — Fe ₃ (PO ₄ ) ₂ , а название соединения — фосфат железа (II).

Проверьте себя

Напишите правильную формулу и дайте собственное название для каждого ионного соединения, образованного между двумя перечисленными ионами.

1. NH ₄ ⁺ и PO ₄ ³⁻
2. Co ³⁺ и NO ₂ ^—

Ответы

1. (NH ₄ ) ₃ PO ₄ , фосфат аммония
2. Co (NO ₂ ) ₃ , нитрит кобальта (III)

Приложение «Еда и напитки: натрий в пище»

Элемент натрия, по крайней мере в его ионной форме, такой как Na ⁺ , является необходимым питательным веществом для жизни человека.Фактически, человеческое тело состоит примерно на 0,15% натрия, при этом у среднего человека в любой момент времени содержится от одной двадцатой до одной десятой килограмма килограмма, в основном в жидкостях вне клеток и в других жидкостях организма.

Натрий также присутствует в нашем рационе. Поваренная соль, которую мы используем в наших продуктах, представляет собой ионное соединение натрия. Многие обработанные пищевые продукты также содержат значительное количество натрия, добавленного к ним в виде различных ионных соединений. Почему так много соединений натрия? Обычно соединения натрия недорогие, но, что более важно, большинство ионных соединений натрия легко растворяются.Это позволяет производителям пищевых продуктов добавлять натрийсодержащие вещества в пищевые смеси и знать, что соединение растворяется и равномерно распределяется по пище. Простые ионные соединения, такие как нитрит натрия (NaNO ₂ ), добавляют в колбасы, такие как бекон и мясные деликатесы, а соединение, называемое бензоатом натрия, добавляют во многие упакованные продукты в качестве консерванта. Таблица 3.8 «Некоторые соединения натрия, добавляемые в пищу» — это неполный список некоторых добавок натрия, используемых в пищевых продуктах.Некоторые из них вы можете узнать после прочтения этой главы. Другие, возможно, вы не узнаете, но все они представляют собой ионные соединения натрия с некоторыми отрицательно заряженными ионами.

Таблица 3.8 Некоторые соединения натрия, добавляемые в пищу

Использование такого количества соединений натрия в готовых и обработанных пищевых продуктах встревожило некоторых врачей и диетологов.Они утверждают, что средний человек потребляет слишком много натрия из своего рациона. Среднестатистическому человеку требуется всего около 500 мг натрия в день; большинство людей потребляют больше — до 10 раз больше. Некоторые исследования связывают повышенное потребление натрия с повышенным кровяным давлением; более новые исследования показывают, что ссылка сомнительна. Тем не менее, были предприняты попытки уменьшить количество натрия, которое большинство людей потребляет каждый день: избегайте обработанных и промышленных продуктов, читайте этикетки на упакованных пищевых продуктах (которые включают указание на содержание натрия), не пересоливайте продукты и используйте другие продукты. травы и специи помимо соли в кулинарии.

На этикетках пищевых продуктов указано количество натрия на порцию. На этой этикетке указано, что в одной порции этого продукта содержится 75 мг натрия.

Основные выводы

• Ионы образуются, когда атомы теряют или приобретают электроны.
• Ионные соединения содержат положительные и отрицательные ионы.
• Ионные формулы уравновешивают общие положительные и отрицательные заряды.
• Ионные соединения имеют простую систему наименований.
• Группы атомов могут иметь общий заряд и образовывать ионные соединения.

Упражнения

1. Объясните, как образуются катионы.

3. Укажите заряд, который принимает каждый атом, когда образует ион. Если возможно более одного заряда, укажите оба.

а) К

б) О

c) Co

4. Дайте заряд, который принимает каждый атом, когда образует ион.Если возможно более одного заряда, укажите оба.

а) Ca

б) Я

в) Fe

5. Дайте заряд, который принимает каждый атом, когда образует ион. Если возможно более одного заряда, укажите оба.

а) Ag

б) Au

в)

6. Дайте заряд, который получает каждый атом, когда образует ион. Если возможно более одного заряда, укажите оба.

а) S

б) Na

c) H

7.Назовите ионы из упражнения 3.

8. Назовите ионы из упражнения 4.

9 Назовите ионы из упражнения 5.

10. Назовите ионы из упражнения 6.

11. Дайте формулу и название для каждого ионного соединения, образованного между двумя перечисленными ионами.

a) Mg ²⁺ и Cl ^—

б) Fe ²⁺ и O ²⁻

в) Fe ³⁺ и O ²⁻

12.Дайте формулу и название для каждого ионного соединения, образованного между двумя перечисленными ионами.

а) K ⁺ и S ²⁻

б) Ag ⁺ и Br ^—

c) Sr ²⁺ и N ³⁻

13. Дайте формулу и название для каждого ионного соединения, образованного между двумя перечисленными ионами.

а) Cu ²⁺ и F ^—

б) Ca ²⁺ и O ²⁻

c) K ⁺ и P ³⁻

14.Дайте формулу и название для каждого ионного соединения, образованного между двумя перечисленными ионами.

а) Na ⁺ и N ³⁻

б) Co ²⁺ и I ^—

c) Au ³⁺ и S ²⁻

15. Дайте формулу и название для каждого ионного соединения, образованного между двумя перечисленными ионами.

а) К ⁺ и СО ₄ ²⁻

б) NH ₄ ⁺ и S ²⁻

c) NH ₄ ⁺ и PO ₄ ³⁻

16.Дайте формулу и название для каждого ионного соединения, образованного между двумя перечисленными ионами.

a) Ca ²⁺ и NO ₃ ^—

б) Ca ²⁺ и NO ₂ ^—

c) Sc ³⁺ и C ₂ H ₃ O ₂ ^—

17. Дайте формулу и название для каждого ионного соединения, образованного между двумя перечисленными ионами.

a) Pb ⁴⁺ и SO ₄ ²⁻

б) Na ⁺ и I ₃ ^—

в) Li ⁺ и Cr ₂ O ₇ ²⁻

18.Дайте формулу и название для каждого ионного соединения, образованного между двумя перечисленными ионами.

а) NH ₄ ⁺ и N ³⁻

б) Mg ²⁺ и CO ₃ ²⁻

c) Al ³⁺ и OH ^—

19. Дайте формулу и название для каждого ионного соединения, образованного между двумя перечисленными ионами.

а) Ag ⁺ и SO ₃ ²⁻

б) Na ⁺ и HCO ₃ ^—

c) Fe ³⁺ и ClO ₃ ^—

20.Дайте формулу и название для каждого ионного соединения, образованного между двумя перечисленными ионами.

а) Rb ⁺ и O ₂ ²⁻

б) Au ³⁺ и HSO ₄ ^—

c) Sr ²⁺ и NO ₂ ^—

21. В чем разница между SO ₃ и SO ₃ ²⁻?

22. В чем разница между NO ₂ и NO ₂ ^— ?

ответы

1.

Катионы образуются за счет потери электронов.

3.

а) 1+

б) 2−

в) 2+, 3+

5.

а) 1+

б) 1+, 3+

в) 1−

7.

а) ион калия

б) оксид-ион

в) ионы кобальта (II) и кобальта (III) соответственно

9.

а) ион серебра

б) ионы золота (I) и золота (III) соответственно

в) бромид-ион

11.

а) хлорид магния, MgCl ₂

б) оксид железа (II), FeO

в) оксид железа (III), Fe ₂ O ₃ 13.

а) фторид меди (II), CuF ₂

б) оксид кальция, CaO

в) фосфид калия, K ₃ P

15.

а) сульфат калия, К ₂ SO ₄

б) сульфид аммония, (NH ₄ ) ₂ S

c) фосфат аммония, (NH ₄ ) ₃ PO ₄ 17.

а) сульфат свинца (IV), Pb (SO ₄ ) ₂

б) трииодид натрия, NaI ₃

в) дихромат лития, Li ₂ Cr ₂ O ₇ 19.

а) сульфит серебра, Ag ₂ SO ₃

б) гидрокарбонат натрия, NaHCO ₃

c) хлорат железа (III), Fe (ClO ₃ ) ₃ 21.
SO ₃ — триоксид серы, а SO ₃ ²⁻ — ион сульфита.

Определения кислот и оснований и роль воды

Определения кислот и оснований
и роль воды

Свойства кислот и Базы согласно Boyle

В 1661 году Роберт Бойль резюмировал свойства кислот следующим образом: следует.

1. Кислоты имеют кислый вкус.

2. Кислоты едкие.

3. Кислоты изменяют цвет некоторых растительных красителей, например лакмус, от синего до красного.

4. Кислоты теряют кислотность при сочетании с щелочи.

Название «кислота» происходит от латинского acidus , что означает «кислый» и относится к резкому запаху и кисловатый вкус многих кислот.

Примеры: уксус кислый на вкус, потому что это разбавленный раствор. уксусной кислоты в воде. Лимонный сок кислый на вкус, потому что он содержит лимонную кислоту. Молоко скисает, когда портится, потому что образуется молочная кислота, и неприятный кисловатый запах гнилого мясо или масло можно отнести к таким соединениям, как масляная кислоты, образующиеся при порче жира.

В 1661 году Бойль резюмировал свойства щелочей следующим образом: следует.

• Щелочи кажутся скользкими.
• Щелочи изменяют цвет лакмусовой бумажки с красного на синий.
• Щелочи становятся менее щелочными при сочетании с кислоты.

По сути, Бойль определил щелочи как вещества, которые потребляют, или нейтрализовать кислоты. Кислоты теряют свойственный кислый вкус и способность растворять металлы при их смешивании со щелочами.Щелочи даже обращают вспять изменение цвета, которое происходит, когда лакмусовая контактирует с кислотой. Со временем стали известны щелочи. как баз , потому что они служат «базой» для делая определенные соли.

Аррениус Определение кислот и оснований

В 1884 году Сванте Аррениус предположил, что соли, такие как NaCl диссоциируют, когда они растворяются в воде, давая частицы, которые он назвал ионов .

Три года спустя Аррениус расширил эту теорию, предложив что кислоты — нейтральные соединения, которые ионизируют , когда они растворяются в воде с образованием ионов H ⁺ и соответствующего отрицательный ион.Согласно его теории, хлористый водород — это кислоты, потому что она ионизируется, когда растворяется в воде, чтобы дать ионы водорода (H ⁺ ) и хлорида (Cl ^— ) как показано на рисунке ниже.

Аррениус утверждал, что основания — это нейтральные соединения, которые либо диссоциировать или ионизировать в воде с образованием ионов OH ^— и положительный ион.NaOH является основанием Аррениуса, потому что он диссоциирует в вода с образованием гидроксида (OH ^—) и натрия (Na ⁺ ) ионы.

Аррениусовая кислота — это любое вещество, которое ионизируется при растворении в воде с образованием H ⁺ , или водород, ион.

Основание Аррениуса — это любое вещество, которое дает OH ^—, или гидроксид, ион, когда он растворяется в воде.

Кислоты Аррениуса включают такие соединения, как HCl, HCN и H ₂ SO ₄ которые ионизируются в воде с образованием иона H ⁺ . Аррениус основания включают ионные соединения, которые содержат OH ^— ион, такой как NaOH, KOH и Ca (OH) ₂ .

Эта теория объясняет, почему кислоты обладают схожими свойствами: характерные свойства кислот возникают из-за присутствия ион H ⁺ , образующийся при растворении кислоты в воде.Это также объясняет, почему кислоты нейтрализуют основания и наоборот. Кислоты предоставить ион H ⁺ ; базы обеспечивают OH ^— ион; и эти ионы объединяются, образуя воду.

H ⁺ ( водн. ) + OH ^— ( водн. ) H ₂ O ( л )

Теория Аррениуса имеет несколько недостатков.

• Может применяться только к реакциям, протекающим в воде. потому что он определяет кислоты и основания с точки зрения того, что происходит, когда соединения растворяются в воде.
• Это не объясняет, почему некоторые соединения, в которых водород имеет степень окисления +1 (например, HCl) растворяется в вода для получения кислых растворов, тогда как другие (например, CH ₄ ) нет.
• Только соединения, содержащие ион OH ^— можно отнести к базам Аррениуса. Аррениус теория не может объяснить, почему другие соединения (например, Na ₂ CO ₃ ) обладают характерными свойствами оснований.

Роль H ⁺ и ОН ^— Ионы в химии водных растворов

Becuase ( EN = 3,44) намного электроотрицательнее чем водород ( EN = 2,20), электроны в HO связи в воде не разделяются поровну между водородом и кислородом. атомы.Эти электроны притягиваются к атому кислорода в центре молекулы и от атомов водорода на любом конец. В результате молекула воды полярная . Кислород атом несет частичный отрицательный заряд (-), а атомы водорода несут частичный положительный заряд (+).

Когда они диссоциируют с образованием ионов, молекулы воды образуют положительно заряженный ион H ⁺ и отрицательно заряженный ион OH ^— .

Возможна и обратная реакция. Ионы H ⁺ могут объединяться с ионами OH ^— с образованием нейтральные молекулы воды.

Тот факт, что молекулы воды диссоциируют с образованием H ⁺ и ионы OH ^— , которые затем могут рекомбинировать с образованием воды молекул, указывается следующим уравнением.

В какой степени Вода диссоциирует с образованием ионов?

При 25 ° C плотность воды составляет 0,9971 г / см ³ , или 0,9971 г / мл. Следовательно, концентрация воды составляет 55,35 моль.

Концентрация ионов H ⁺ и OH ^— образованных диссоциацией нейтральных молекул H ₂ O при эта температура всего 1.0 x 10 ^-7 моль / л. Соотношение концентрации иона H ⁺ (или OH ^— ) концентрации нейтральных молекул H ₂ O составляет поэтому 1,8 x 10 ^-9 .

Другими словами, только около 2 частей на миллиард (ppb) молекулы воды диссоциируют на ионы при комнатной температуре. В На рисунке ниже показана модель из 20 молекул воды, одна из которых диссоциировал с образованием пары H ⁺ и OH ^— ионы.Если бы эта иллюстрация была фотографией с очень высоким разрешением структуры воды мы бы встретили пару H ⁺ и OH ^— ионов в среднем только один раз на каждые 25 миллион таких фотографий.

Оперативный Определение кислот и оснований

Тот факт, что вода диссоциирует с образованием H ⁺ и OH ^— ионов в обратимой реакции — основа для оперативного определение кислот и оснований более мощное, чем определения, предложенные Аррениусом.С практической точки зрения, кислота любое вещество, повышающее концентрацию H ⁺ ион при растворении в воде. база — любое вещество что увеличивает концентрацию иона OH ^— при растворяется в воде.

Эти определения связывают теорию кислот и оснований с простой лабораторный тест на кислоты и щелочи. Чтобы решить, будет ли соединение представляет собой кислоту или основание, мы растворяем его в воде и тестируем решение, чтобы узнать, H ⁺ или OH ^— концентрация ионов увеличилась.

Типичные кислоты и Основания

Свойства кислот и оснований являются результатом различий между химией металлов и неметаллов, как видно из химии этих классов соединений: водород, оксиды и гидроксиды.

Соединения, содержащие водород, связанный с неметаллом, называются гидриды неметаллов . Поскольку они содержат водород в +1 степень окисления, эти соединения могут действовать как источник H ⁺ ион в воде.

Гидриды металлов , с другой стороны, содержат водород привязан к металлу. Поскольку эти соединения содержат водород в -1 степень окисления, они диссоциируют в воде с образованием H ^— (или гидридный) ион.

Ион H ^— с его парой валентных электронов может абстрагировать ион H ⁺ из молекулы воды.

Поскольку удаление ионов H ⁺ из молекул воды является одним способ увеличения концентрации ионов OH ^— в раствор, гидриды металлов являются основаниями.

Аналогичный образец можно найти в химии оксидов. образованный металлами и неметаллами. Оксиды неметаллов растворяются в воде с образованием кислот. CO ₂ растворяется в воде с образованием угольная кислота, SO ₃ дает серную кислоту, а P ₄ O ₁₀ реагирует с водой с образованием фосфорной кислоты.

Оксиды металлов , напротив, являются основаниями.Металл оксиды формально содержат ион O ^2-, который реагирует с вода с образованием пары ионов OH ^— .

Таким образом, оксиды металлов соответствуют рабочему определению основание.

Мы видим ту же закономерность в химии соединений, которые содержат ОН, или гидроксид, группа. Гидроксиды металлов , такие как LiOH, NaOH, KOH и Ca (OH) ₂ , являются основаниями.

Гидроксиды неметаллов , такие как хлорноватистая кислота (HOCl), кислоты.

В таблице ниже обобщены тенденции, наблюдаемые в этих трех категории соединений. Гидриды металлов, оксиды металлов и металл гидроксиды — основания. Гидриды неметаллов, оксиды неметаллов и гидроксиды неметаллов — кислоты.

Типичные кислоты и основания

Кислые атомы водорода в гидроксидах неметаллов в таблице выше не связаны с азотом, серой или атомы фосфора.В каждом из этих соединений кислый водород присоединен к атому кислорода. Таким образом, все эти соединения примеры оксикислот.

Структуры скелета для восьми оксикислот представлены на рисунке. ниже. Как правило, кислоты, содержащие кислород, имеют скелет. структуры, в которых кислые водороды присоединены к кислороду атомы.

Почему металл Гидроксидные основы и неметаллические гидроксиды кислоты?

Чтобы понять, почему гидроксиды неметаллов являются кислотами и металлами гидроксиды являются основаниями, мы должны смотреть на электроотрицательность атомов в этих соединениях.Начнем с типичного металла гидроксид: гидроксид натрия

Разница между электроотрицательностями натрия и кислород очень большой ( EN = 2,5). В результате электроны в NaO облигации не делятся поровну электроны тянутся к более электроотрицательному атому кислорода. Таким образом, NaOH диссоциирует с образованием Na ⁺ и OH ^—. ионы при растворении в воде.

Мы получаем совсем другой узор, когда применяем тот же процедура для хлорноватистой кислоты, HOCl, типичного неметалла гидроксид.

Здесь разница электроотрицательностей атомы хлора и кислорода малы ( EN = 0,28). В результате электроны в ClO связь распределяется между двумя атомами более или менее поровну. ОН связь, с другой стороны, является полярной ( EN = 1,24) электроны в этой связи тянутся к более электроотрицательным атом кислорода. Когда эта молекула ионизируется, электроны в OH связь остается с атомом кислорода, а OCl ^— и H ⁺ образуются ионы.

Нет резкого перехода от металла к неметаллу в ряду или вниз по столбцу периодической таблицы. Поэтому мы должны ожидайте найти соединения, которые лежат между крайностями металла и оксиды неметаллов, или гидроксиды металлов и неметаллов. Эти соединения, такие как Al ₂ O ₃ и Al (OH) ₃ , называются амфотерными (буквально «либо или оба «), потому что они могут действовать как кислоты или основания.Al (OH) ₃ , например, действует как кислота, когда реагирует с основанием.

И наоборот, он действует как основание, когда реагирует с кислотой.

Br nsted Определение кислот и оснований

Модель Брнстеда или Брнстеда-Лоури основана на простом предположение: Кислоты отдают ионы H ⁺ другой ион или молекула, которая действует как основание .В диссоциация воды, например, включает перенос H ⁺ ион от одной молекулы воды к другой с образованием H ₃ O ⁺ и OH ^— ионов.

Согласно этой модели, HCl не диссоциирует в воде до образуют ионы H ⁺ и Cl ⁺ . Вместо этого H ⁺ ион передается от HCl к молекуле воды с образованием H ₃ O ⁺ и ионов Cl ^— , как показано на рисунке ниже.

Поскольку это протон, ион H ⁺ составляет несколько порядков величины меньше самого маленького атома. В результате заряд изолированного иона H ⁺ распределяется по такому небольшое пространство, которое привлекает этот ион H ⁺ к любому источнику отрицательного заряда, который существует в растворе. Таким образом, момент образования иона H ⁺ в водный раствор, он связывается с молекулой воды.Брнстед модель, в которой ионы H ⁺ переносятся от одного иона или молекулы к другому, поэтому имеет больше смысла, чем Теория Аррениуса, которая предполагает, что ионы H ⁺ существуют в водный раствор.

Даже модель Брнстеда наивна. Каждый ион H ⁺ , который Кислота, отданная воде, фактически связана с четырьмя соседними молекулы воды, как показано на рисунке ниже.

Более реалистичная формула вещества, производимого при кислота теряет ион H ⁺ , следовательно, H (H ₂ O) ₄ ⁺ , или H ₉ O ₄ ⁺ .Для всех практических Однако это вещество может быть представлено как H ₃ O ⁺ ион.

Реакция между HCl и водой является основой для понимание определений кислоты Бренстеда и кислоты Бренстеда основание. Согласно этой теории, ион H ⁺ является передается от молекулы HCl к молекуле воды, когда HCl диссоциирует в воде.

HCl действует как донор ионов H ⁺ в этой реакции, а H ₂ O действует как акцептор ионов H ⁺ .Кислота Брнстеда поэтому любое вещество (такое как HCl), которое может отдавать H ⁺ ион к основанию. Основание по Брнстеду — это любое вещество (например, H ₂ O), который может принимать ион H ⁺ из кислота.

Существует два способа присвоения имени H ⁺ ion. Немного химики называют это ионом водорода; другие называют это протоном. Как В результате кислоты Бренстеда известны как ионно-водородные доноров или доноров протонов .Основания Бренстеда — водород-ионных акцепторов или акцепторов протонов .

С точки зрения модели Брнстеда, реакции между кислоты и основания всегда подразумевают перенос H ⁺ ион от донора протона до акцептора протона. Кислоты могут быть нейтральные молекулы.

Они также могут быть положительными ионами

или отрицательные ионы.

Таким образом, теория Брнстеда расширяет число потенциальных кислоты.Это также позволяет нам решить, какие соединения являются кислотами из их химические формулы. Любое соединение, содержащее водород с степень окисления +1 может быть кислотой. Кислоты Бренстеда включают HCl, H ₂ S, H ₂ CO ₃ , H ₂ PtF ₆ , NH ₄ ⁺ , HSO ₄ ^— и HMnO ₄ .

базы Брнстеда могут быть идентифицированы по их структурам Льюиса. Согласно модели Брнстеда, основанием является любой ион или молекула который может принимать протон.Чтобы понять последствия этого определения, посмотрите, как прототипная база, OH ^— ион, принимает протон.

Единственный способ принять ион H ⁺ — это сформировать ковалентная связь с ним. Для образования ковалентной связи с H ⁺ иона, не имеющего валентных электронов, база должна обеспечивать оба электроны, необходимые для образования связи.Таким образом, только соединения, которые имеют пары несвязывающих валентных электронов, могут действовать как H ⁺ -ион акцепторы или базы Бренстеда.

Следующие ниже соединения, например, могут действовать как Brnsted оснований, потому что все они содержат несвязывающие пары электронов.

Модель Брнстеда расширяет список потенциальных баз до включают любой ион или молекулу, которые содержат одну или несколько пар несвязывающие валентные электроны.Брнстедское определение базы применяется к такому количеству ионов и молекул, что почти легче подсчитывать вещества, такие как следующие, которые нельзя Бренстед основания, потому что у них нет пар несвязывающей валентности электроны.

Роль воды в Теория Брнстеда

Теория Брнстеда объясняет роль воды в кислотно-щелочной реакции.

• Вода диссоциирует с образованием ионов путем переноса H ⁺ ион от одной молекулы, действующий как кислота к другой молекула, выступающая в качестве основы.

• Кислоты реагируют с водой, отдавая ион H ⁺ к нейтральной молекуле воды с образованием H ₃ O ⁺ ион.

• Основания реагируют с водой, принимая ион H ⁺ из молекулы воды с образованием иона OH ^—.

• Молекулы воды могут действовать как промежуточные соединения в кислотно-основных реакции с получением ионов H ⁺ из кислоты

, а затем теряет эти ионы H ⁺ на основание.

Модель Брнстеда может быть расширена на кислотно-основные реакции в другие растворители.Например, в жидкости наблюдается небольшая тенденция аммиак для переноса иона H ⁺ из одного NH ₃ молекулы к другой с образованием NH ₄ ⁺ и NH ₂ ^— ионы.

По аналогии с химией водных растворов делаем вывод что кислоты в жидком аммиаке включают любой источник NH ₄ ⁺ ион, и эти основания включают любой источник NH ₂ ^— ион.

Модель Брнстеда может быть расширена даже на реакции, которые не встречаются в растворе. Классический пример газовой фазы кислотно-щелочная реакция встречается, когда открытые емкости с концентрированная соляная кислота и водный раствор аммиака друг другу. Вскоре образуется белое облако хлорида аммония, газообразный HCl, выходящий из одного раствора, вступает в реакцию с NH ₃ газ от другого.

Эта реакция включает перенос иона H ⁺ от HCl до NH ₃ и, следовательно, является кислотно-основным реакция, даже если она происходит в газовой фазе.

Кислоты, основания и диссоциация воды

Имя ____________________________________________ Дата: ________

Атомы могут приобретать или терять электроны, чтобы образовать ионы в процессе, называемом ионизацией (соединения, образованные таким образом, называются ионными соединениями). Когда ионные соединения растворяются в воде, их ионы отделяются друг от друга в процессе, называемом диссоциацией. Одна интересная особенность воды и многих других ковалентных соединений заключается в том, что они тоже могут диссоциировать на ионы.В отличие от ионных соединений, таких как хлорид натрия, они не ионизируются перед диссоциацией; они осуществляют ионизацию и диссоциацию одновременно.

Когда вода диссоциирует, одно из ядер водорода оставляет свой электрон вместе с атомом кислорода, чтобы стать ионом водорода, в то время как атомы кислорода и другие атомы водорода становятся ионом гидроксида. Поскольку у иона водорода нет электрона, нейтрализующего положительный заряд протона, он имеет полную единицу положительного заряда и обозначается как H +.Ион гидроксида удерживает электрон, оставшийся позади, и, таким образом, имеет полную единицу отрицательного заряда, символизируемую ОН-. Ион водорода (протон) не блуждает долго сам по себе, прежде чем он присоединится к атому кислорода второй неионизированной молекулы воды с образованием иона гидроксония (h4O +)

В любой пробе воды очень немногие молекулы диссоциируют одновременно: фактически только одна из 550 миллионов. Однако есть постоянные изменения; когда один ион водорода присоединяется к иону гидроксида с образованием молекулы воды, другая молекула воды диссоциирует, замещая ион водорода и ион гидроксида в растворе.

Определенные молекулы, ионные и ковалентные, диссоциируют таким образом, что они высвобождают ион водорода, не выделяя иона гидроксида. Эти вещества называются кислотами. Поскольку в большинстве случаев ион водорода на самом деле представляет собой всего лишь один протон, химик определяет кислоту как «донор протона». Если «пожертвовать» очень много протонов (ионов водорода), эффект может быть очень сильным, например, ожог кожи или растворение металла. Изображенная кислота представляет собой соляную кислоту.Чистая соляная кислота — это газ, но она легко растворяется в воде с образованием раствора иона водорода и иона хлора. Поскольку почти вся она диссоциирует в воде, ее называют сильной кислотой. Кислоты, которые не диссоциируют полностью, называются слабыми кислотами.

Противоположность кислоте — это основание, также известное как щелочь. Типичным сильным основанием является гидроксид натрия, основной компонент щелока. Гидроксид натрия диссоциирует с образованием иона натрия и иона гидроксида.Основание определяется как «акцептор протона». Наиболее распространенные основания производят гидроксид-ион при диссоциации, и именно гидроксид-ион принимает протон. Сильная щелочь может вызвать ожог гораздо хуже, чем кислота.

Когда основание и кислота смешиваются, гидроксид-ион и основание объединяются с ионом водорода из кислоты с образованием воды. Этот процесс называется нейтрализацией.

Вопросы:

1.Что происходит, когда атом получает или теряет электрон?

2. Объясните своими словами, почему вода обычно имеет нейтральный pH, даже если молекулы воды диссоциируют.

3. Почему кислоты называют донорами протонов?

4. Что происходит при нейтрализации?

5. Приведите примеры сильного основания и сильной кислоты.

Определение реакции диссоциации и примеры

Реакция диссоциации — это химическая реакция, при которой соединение распадается на два или более компонентов.

Общая формула реакции диссоциации имеет следующий вид:

Реакции диссоциации обычно являются обратимыми химическими реакциями. Один из способов распознать реакцию диссоциации — это когда есть только один реагент, но несколько продуктов.

Ключевые выводы

• При написании уравнения обязательно укажите ионный заряд, если он есть. Это важно. Например, K (металлический калий) сильно отличается от K + (ион калия).
• Не включайте воду в качестве реагента, когда соединения диссоциируют на свои ионы при растворении в воде. Хотя из этого правила есть несколько исключений, в большинстве случаев следует использовать aq для обозначения водного раствора.

Примеры реакций диссоциации

Когда вы пишете реакцию диссоциации, в которой соединение распадается на составляющие ионы, вы помещаете заряды над символами ионов и уравновешиваете уравнение как для массы, так и для заряда.Реакция, при которой вода распадается на водород и ионы гидроксида, является реакцией диссоциации. Когда молекулярное соединение подвергается диссоциации на ионы, реакцию можно также назвать ионизацией.

Когда кислоты подвергаются диссоциации, они производят ионы водорода. Например, рассмотрим ионизацию соляной кислоты:

Хотя некоторые молекулярные соединения, такие как вода и кислоты, образуют растворы электролитов, в большинстве реакций диссоциации участвуют ионные соединения в воде или водных растворах.Когда ионные соединения диссоциируют, молекулы воды разрушают ионный кристалл. Это происходит из-за притяжения между положительными и отрицательными ионами в кристалле и отрицательной и положительной полярностью воды.

В записанном уравнении вы обычно видите состояние вещества, указанного в скобках после химической формулы: s для твердого вещества, l для жидкости, g для газа и aq для водного раствора. Примеры включают:

• NaCl (т.) → Na ⁺ (водн.) + Cl ^— (водн.)
  Fe ₂ (SO ₄ ) ₃ (с) → 2Fe ³⁺ (водн.) + 3SO ₄ ^2- (водн.)

Chem4Kids.com: Реакции: Кислоты и Основания II

Кислота: Раствор с избытком ионов H ⁺ . Оно происходит от латинского слова acidus, что означает «острый» или «кислый».
Основание: Раствор с избытком ионов OH ^— . Другое название основания — щелочь.
Водный раствор: Раствор, в основном состоящий из воды.Подумайте о слове «аквариум». AQUA означает воду.
Сильная кислота: Кислота с очень низким pH (0-4).
Strong Base: Основа с очень высоким pH (10-14).
Слабая кислота: Кислота, которая только частично ионизируется в водном растворе . Это означает, что не каждая молекула распадается. Слабые кислоты обычно имеют pH, близкий к 7 (3-6).
Слабое основание: Основание, которое только частично ионизируется в водном растворе. Это означает, что не каждая молекула распадается.Слабые основания обычно имеют pH, близкий к 7 (8-10).
Нейтральный: Раствор с pH 7. Он не является ни кислотным, ни основным.

Давайте немного изменим формулировку. Если у вас есть ионное / электровалентное соединение, и вы поместите его в воду, оно распадется на два иона. Если один из этих ионов H ⁺ , раствор кислый. Одним из примеров является сильнокислый хлористый водород (HCl). Если один из ионов — OH ^— , раствор является основным. Пример сильного основания — гидроксид натрия (NaOH). Есть и другие ионы, которые образуют кислые и основные растворы, но мы не будем о них здесь говорить.

Та шкала pH , о которой мы говорили, на самом деле является мерой количества ионов H ⁺ в растворе. Если много ионов H ⁺ , pH очень низкий. Если имеется много ионов OH ^— по сравнению с количеством ионов H ⁺ , pH высокий.