Почему принято делить ионы на гидратированные и негидратированные?

3 ответов на вопрос “Почему принято делить ионы на гидратированные и негидратированные?”

  1. РІРёРєРѕРЅС‚2 Ответить

    Очевидно, что свойства солей определяются как катионами металла, так и анионами кислотного остатка. Так, соли аммония имеют как общие свойства, обусловленные ионами , так и специфические, обусловленные различными анионами. Аналогично, общие свойства сульфатов — солей серной кислоты — определяются ионами , а различные — разными катионами. В отличие от многоосновных кислот и оснований, содержащих несколько гидроксид-ионов, такие соли, как K2SO4,
    A12(SO4)3 и т. д., диссоциируют сразу полностью, а не ступенчато:

    Ключевые слова и словосочетания
    Основные положения теории электролитической диссоциации.
    Ионы простые и сложные, гидратированные и негидратированные, катионы и анионы.
    Кислоты, основания и соли в свете теории электролитической диссоциации.
    Работа с компьютером
    Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
    Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока — сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.
    Вопросы и задания
    Сравните по строению и свойствам:

    Используя таблицу растворимости, приведите примеры пяти веществ, которые в растворах образуют сульфат-ионы . Запишите уравнения электролитической диссоциации этих веществ.
    Какую информацию несёт в себе следующее уравнение:

    Дайте названия вещества и ионов.
    Запишите уравнения диссоциации: сульфата железа (III), карбоната калия, фосфата аммония, нитрата меди (II), гидроксида бария, соляной кислоты, гидроксида калия, хлорида железа (II). Дайте названия ионов.
    Какие из перечисленных ниже веществ будут диссоциировать: гидроксид железа (II), гидроксид калия, кремниевая кислота, азотная кислота, оксид серы (IV), оксид кремния (IV), сульфид натрия, сульфид железа (II), серная кислота? Почему? Запишите возможные уравнения диссоциации.
    В записи уравнений ступенчатой диссоциации серной кислоты для первой ступени используют знак равенства, а для второй — знак обратимости. Почему?

  2. Pach.lihach Ответить

    2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с молекулами электролита;
    3) ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную);
    4) диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.
    Схема электролитической диссоциации хлорида натрия на гидратированные ионы
    Упрощенно процесс диссоциации соляной кис­лоты можно отразить с помощью следующего урав­нения:

    Следует учитывать, что в растворах электро­литов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. Ассоциация в растворах происходит параллельно с диссоциацией, поэтому в уравнени­ях реакций ставят знак обратимости.
    Схема электролитической диссоциации полярной молекулы хлороводорода на гидратированные ионы
    Свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных. Например, негидрати­рованный ион меди Cu2+ — белый в безводных кри­сталлах сульфата меди (II) и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т. е. связан с молекулами во­ды Cu2+ • nH2O. Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды.

    Степень электролитической диссоциации

    В растворах электролитов наряду с ионами при­сутствуют и молекулы. Поэтому растворы электро­литов характеризуются степенью диссоциации, ко­торая обозначается греческой буквой а («альфа»).
    Степень диссоциации — это отношение числа частиц, распавшихся на ионы (Ng), к общему числу растворенных частиц (Np).

    Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях или про­центах. Если а = 0, то диссоциация отсутствует, а если а = 1, или 100 %, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты име­ют различную степень диссоциации, т. е. степень диссоциации зависит от природы электролита. Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается.
    По степени электролитической диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.



    Сильные и слабые электролиты

    Сильные электролиты — это электролиты, кото­рые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов зна­чение степени диссоциации стремится к единице.
    К сильным электролитам относятся:
    1) все растворимые соли;
    2) сильные кислоты, например: H2SO4, HCl, HNO3;
    3) все щелочи, например: NaOH, KOH.
    Слабые электролиты — это такие электроли­ты, которые при растворении в воде почти не дис­социируют на ионы. У таких электролитов значе­ние степени диссоциации стремится к нулю.
    К слабым электролитам относятся:
    1) слабые кислоты — H2S, H2CO3, HNO2;
    2) водный раствор аммиака NH3 • H2O;
    3) вода;
    4) некоторые соли.

     

    Константа диссоциации

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

    Можно применить к этому равновесию закон действующих масс и записать выражение констан­ты равновесия:

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

     

    Основные положения теории электролитической диссоциации


    1. При растворении в воде электролиты диссо­циируют (распадаются) на положительные и отри­цательные ионы.
    Ионы — это одна из форм существования хими­ческого элемента. Например, атомы металла натрия Na0 энергично взаимодейству­ют с водой, образуя при этом щелочь (NaOH) и водород Н2, в то время как ионы натрия Na+ таких продуктов не обра­зуют. Хлор Cl2 имеет желто­зеленый цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора Cl— бесцветны, не ядовиты, лишены запаха.
    Ионы — это положительно или отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов одного или нескольких химических элементов в результате отдачи или присоединения электронов.
    В растворах ионы беспорядочно передвигаются в различных направлениях.
    По составу ионы делятся на простые — Cl—, Na+ и сложные — NH4+, SO2—.
    2. Причиной диссоциации электролита в вод­ных растворах является его гидратация, т. е. взаи­модействие электролита с молекулами воды и раз­рыв химической связи в нем.
    В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами во­ды, ионы. Следовательно, по наличию водной обо­лочки ионы делятся на гидратированные (в раствоpax и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях).
    3. Под действием электрического тока положитель­но заряженные ионы движутся к отрицательному по­люсу источника тока — катоду и поэтому называют­ся катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу ис­точника тока — аноду и по­этому называются анионами.
    Следовательно, существу­ет еще одна классификация ионов — по знаку их заряда.
    Сумма зарядов катионов (Н+, Na+, NH4+, Cu2+) равна сумме зарядов анионов (Cl—, OH—, SO42-), вследствие че­го растворы электролитов (HCl, (NH4)2SO4, NaOH, CuSO4) остаются электронейтральными.
    4. Электролитическая диссоциация — процесс обратимый для слабых электролитов.
    Наряду с процессом диссоциации (распад элек­тролита на ионы) протекает и обратный процесс — ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравне­ниях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

    5. Не все электролиты в одинаковой мере диссо­циируют на ионы.
    Степень диссоциации зависит от природы элек­тролита и его концентрации. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

    Реакции ионного обмена

    Свойства растворов слабых электролитов об­условлены молекулами и ионами, образовавшими­ся в процессе диссоциации, которые находятся в динамическом равновесии друг с другом.
    Запах уксусной кислоты обусловлен наличием молекул CH3COOH, кислый вкус и изменение окра­ски индикаторов связаны с наличием в растворе ионов H+.
    Свойства растворов сильных электролитов опре­деляются свойствами ионов, которые образуются при их диссоциации.
    Например, общие свойства кислот, такие как кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др., обусловлены наличи­ем в их растворах катионов водорода (точнее, ионов оксония H3O+). Общие свойства щелочей, такие как мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др. связаны с присутствием в их рас­творах гидроксид-ионов OH—, а свойства солей — с распадом их в растворе на катионы металла (или аммония) и анионы кислотных остатков.
    Согласно теории электролитической диссоциа­ции все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Этим обуслов­лена высокая скорость многих химических реак­ций в растворах электролитов.
    Реакции, протекающие между ионами, называ­ют ионными реакциями, а уравнения этих реак­ций — ионными уравнениями.


    Реакции ионного обмена в водных растворах мо­гут протекать:
    1. Необратимо, до конца.
    2. Обратимо, то есть протекать одновременно в двух противоположных направлениях. Реакции обмена между сильными электролита­ми в растворах протекают до конца или практи­чески необратимы, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества:
    а) нерастворимые;
    б) малодиссоциирующие (слабые электролиты);
    в) газообразные.
    Приведем несколько примеров молекулярных и сокращенных ионных уравнений:

    Реакция необратима, т. к. один из ее про­дуктов — нерастворимое вещество.

    Реакция нейтрализации необратима, т. к. об­разуется малодиссоциирующее вещество — вода.

    Реакция необратима, т. к. образуется газ CO2 и малодиссоциирующее вещество — вода.
    Если среди исходных веществ и среди продуктов реакции имеются слабые электролиты или мало­растворимые вещества, то такие реакции являются обратимыми, т. е. до конца не протекают.
    В обратимых реакциях равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ.
    Например:

    Равновесие смещается в сторону образования более слабого электролита — H2O. Однако до конца такая реакция протекать не будет: в растворе оста­ются недиссоциированные молекулы уксусной кис­лоты и гидроксид-ионы.
    Если исходные вещества — сильные электро­литы, которые при взаимодействии не образуют нерастворимых или малодиссоциирующих веществ или газов, то такие реакции не протекают: при сме­шивании растворов образуется смесь ионов.

    Шпаргалка




    Справочный материал для прохождения тестирования:

  3. alon776 Ответить

    Изменение изобарно-изотермического потенциала в процессесольватации (гидратации).
    Изменение величины стандартного изобарно-изотермического потенциала в процессе сольватации(гидратации) можно представить уравнением:
    ,
    где DH0 и DS0 – стандартные изменения энтальпии и энтропии в процессе сольватации (гидратации).
    В дальнейшем изложении мы будем говорить лишь о гидратации, т.к. нас интересуют, главным образом, водные растворы электролитов. Следует помнить, однако, что сказанное справедливо и для общего случая электролитической диссоциации – сольватации ионов).
    Так как в процессе гидратации происходит соединение молекул растворителя с ионами электролита, величина DH0 всегда отрицательна. (Когда соединение разрушается на простые вещества – DH – положительна, когда из простых веществ образуется соединение – DH – отрицательна)
    Отрицательной величиной является и DS0, так как при гидратации связь иона с гидратной оболочкой более сильная, более упорядоченная чем до диссоциации в молекуле электролита. Эффективность протекания процесса электролитической диссоциации электролита можно оценить по величине DZ0. В том случае, если ïDH0ï>ïTDS0ï, величина DZ0.<0, процесс электролитической диссоциации идет глубоко, электролит диссоциирует полностью. Если ïDH0ï< ïTDS0ï электролит практически не диссоциирует, или диссоциирует очень слабо. В соответствии с этим принято различать сильные и слабые электролиты. С увеличением концентрации электролита в растворе растет взаимное влияние разноименно заряженных ионов, уплотняются гидратные оболочки и ослабевают связи с полярными молекулами растворителя. То есть при диссоциации электролита в концентрированном растворе изменение DZ менее значительно, чем при диссоциации в разбавленном растворе, а процесс электролитической диссоциации протекает менее глубоко. И обратно. В бесконечно разбавленных растворах электролитическая диссоциация идет глубоко, и даже слабые электролиты диссоциируют почти полностью. С увеличением концентрации электролита в растворе плотность ионной атмосферы вокруг отдельных ионов увеличивается, что приводит к увеличению взаимного притяжения между ионами. Взаимное притяжение между разноименно заряженными ионами будет тормозить скорость их перемещения в растворе, вследствие чего электропроводность концентрированных растворов с увеличением концентрации электролита не будет возрастать линейно , а в сильно концентрированных растворах электропроводность с увеличением концентрации может даже падать. Тесно с этим связано понятие активности в растворах электролитов.

Добавить ответ

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *