Вернуться на главную страницу Тренажер по неорганической химии Проверь себя!
Составление реакций он-лайн

Уроки по неорганической химии для подготовки к ЕГЭ

Строение атома

  1. Внешние и валентные электроны NEW!
  2. Зависимость свойств элементов от строения их атомов

Классификация

  1. Классификация неорганических веществ
  2. Возможные степени окисления элементов
  3. Оксиды и гидроксиды металлов NEW!
  4. Оксиды и гидроксиды неметаллов NEW!
  5. Сила электролита NEW!

Свойства простых веществ:

  1. Физические свойства металлов
  2. Физические свойства неметаллов
  3. Взаимодействие металлов и неметаллов с O2
  4. Взаимодействие веществ с H2
  5. Взаимодействие металлов и неметаллов с H2O
  6. Взаимодействие простых веществ с щелочами
  7. Взаимодействие веществ с H2SO4(к)
  8. Взаимодействие веществ с HNO3
  9. Химические свойства металлов
  10. Неметаллы:
  11. Химические свойства галогенов
  12. Химические свойства серы
  13. Химические свойства азота
  14. Химические свойства фосфора
  15. Химические свойства углерода
  16. Химические свойства кремния

Свойства сложных веществ:

  1. Химические свойства оксидов
  2. Химические свойства бинарных соединений
  3. Химические свойства кислот
  4. Химические свойства оснований
  5. Свойства амфотерных соединений
  6. Химические свойства солей
  7.   Химические свойства кислых солей NEW!
  8.   Реакции солей с кислотами NEW!
  9. Особенности свойств соединений Cu, Ag и Hg
  10. Обменные реакции в растворах
  11. Реакции разложения
  12. Цвета соединений

Особенности протекания реакций:

  1. Температура протекания реакций
  2. Качественные реакции
  3. Скорость реакции

ЕГЭ. Электролиты. Сила электролита

Электролиты - это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток (обладают ионной проводимостью). Это соли, кислоты, основания.

В электролитах имеются ионные или ковалентные сильнополярные связи.

 

Неэлектролиты - это вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток (не обладают ионной проводимостью), например многие органические вещества (эфир, углеводы, бензол и др.). В молекулах этих веществ действуют ковалентные неполярные или малополярные связи.

 

Электролитическая диссоциация - это распад электролита на ионы при его растворении или расплавлении.

 

Степень диссоциации - это отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству растворённого вещества:

 

α = (Nдисс/Nисх)·100%.

 

Рассмотрим степень диссоциации некоторых кислот:

Электролит α, % (C = 0.1 M)
H2SO4 100 (по первой ступени)
29 (по второй ступени)
H2SO3 20 (по первой ступени)
0.08 (по второй ступени)
H2CO3

0.2 (по первой ступени)
H3PO4 23.5 (по первой ступени)
3·10-4 (по второй ступени)
2·10-9 (по третьей ступени)

 

Рассмотрим сильную серную кислоту, если, например, в разбавленном растворе имеются 1000 молекул H2SO4, то все они диссоциируют на ионы H+ и HSO4– (так как степень диссоциации равна 100%). Исходных молекул H2SO4 в растворе нет вообще, только ионы, окруженные молекулами воды (гидратированные).

 

Диссоциация серной кислоты по второй ступени происходит уже в гораздо меньшей степени: примерно каждый третий гидросульфат-ион распадается дальше: HSO4– ⇔ H+ + SO42–. Поэтому на экзамене в реакциях ионного обмена можно оставлять гидросульфат недиссоциированным, а можно и расписать на ионы, так как в растворе присутствуют как ионы HSO4–, так и ионы SO42– (хоть и в меньшем количестве).

 

У фосфорной кислоты степень диссоциации по первой ступени даже меньше, чем у серной кислоты по второй. Приблизительно каждая четвёртая молекула H3PO4 распадается на ионы: H3PO4 ⇔ H+ + H2PO4–. Остальные молекулы H3PO4 остаются в молекулярном виде. Диссоциация по второй и третьей степеням пренебрежительно мала. Поэтому на экзамене в реакциях ионного обмена можно оставить фосфорную кислоту в молекулярном виде (т.е. не расписывать на ионы), либо расписать на ионы только по первой ступени диссоциации (т.е. с образованием ионов H+ и H2PO4–).

 

Гидратированные ионы - это ионы, соединенные с молекулами воды в результате процесса гидратации при растворении электролитов в воде.

 

Далее, если в растворе имеются 1000 молекул сернистой кислоты H2SO3, то 200 из этих молекул распадутся на ионы: H+ и HSO3–, а остальные 800 останутся в виде исходных молекул (так как степень диссоциации равна 20%). Если степень диссоциации равна или меньше 20%, то такую кислоту принято считать слабой и на ионы в реакциях ионного обмена не расписывать.

Аналогично, если в растворе имеются 1000 молекул угольной кислоты H2CO3, то только 2 молекулы распадутся на ионы H+ и HCO3–, а остальные 998 останутся в виде исходных молекул.

 

Почему в уравнениях реакций мы не пишем H2CO3 и H2SO3, а пишем CO2+H2O и SO2+H2O, соответственно?

Кислоты H2CO3 и H2SO3 образуются при пропускании газов  CO2 и SO2 через водный раствор. Но количество молекул газа, которое действительно прореагирует с водой с образованием угольной или сернистой кислоты крайне мало: например, в насыщенном растворе углекислого газа только 0.3% молекул CO2 реагируют с водой, образуя молекулы H2CO3. К примеру, имея 1000 молекул CO2, только 3 молекулы образуют кислоту H2CO3, остальные молекулы остаются в виде растворенного газа CO2.

 

Сильные электролиты - электролиты, степень диссоциации которых в растворах близка к единице (то есть диссоциируют необратимо и  практически полностью). 

 

Степень диссоциации сильных электролитов в разбавленных водных растворах практически равна 100%. Степень диссоциации слабых электролитов в разбавленных водных растворах, как правило, не превышает 10-20%.

 

Сильные электролиты:

1. Почти все соли, включая нерастворимые. Даже если соль является нерастворимой, какое-то очень небольшое количество этой соли обязательно растворится и продиссоциирует на ионы полностью.

2. Многие неорганические кислоты: HNO3, H2SO4, H2SeO4, HClO4, HClO3, HMnO4, HCl, HBr, HI и некоторые другие.

3. Гидроксиды щелочных и щёлочно-земельных металлов.

 

Например:

Ca(OH)2 → 2OH– + Ca2+.

 

Слабые электролиты:

1. Почти все органические кислоты и вода.

2. Некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO2, HNO2, HCN, H2S, HBrO, H3PO4, H2CO3, H2SO3, H2SiO3 и некоторые другие.

3. Нерастворимые гидроксиды металлов: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3, Zn(OH)2 и другие; гидрат аммиака NH3·H2O. 

 

Слабые электролиты диссоциируют обратимо, т.е. в водном растворе присутствуют как исходные молекулы, так и продукты диссоциации - гидратированные ионы.

 

Например:

H2S ⇔ H+ + HS–.

 

Нерастворимые гидроксиды металлов, конечно, хоть немного, но растворятся. Но то, что смогло растворится не будет распадаться на ионы. Поэтому нерастворимые гидроксиды являются слабыми электролитами, а нерастворимые соли - сильными электролитами. Так как, как обсуждалось выше, та небольшая часть соли, которая все таки смогла раствориться, полностью распадется на ионы.