Что относится к сильным электролитам

Сильные электролиты – список (химия, 9 класс)

Вещества, быстро распадающиеся на ионы в расплавах или растворах, называются сильными электролитами. К ним относятся растворимые соли, сильные кислоты и щёлочи.

Электролитическая диссоциация

Чтобы раствор или расплав проводил электрических ток, необходимо наличие заряженных частиц – ионов. Распадаются на ионы, т.е. подвергаются электролитической диссоциации вещества, содержащие полярные молекулы. Под действием молекул воды или высокой температуры разрушаются ковалентные полярные или ионные связи. В результате образуются катионы – положительно заряженные ионы и анионы – отрицательно заряженные ионы.

Рис. 1. Катионы и анионы.

Реакция электролитической диссоциации записывается с помощью ионного уравнения:

Скорость реакции и полнота разложения веществ зависит от степени диссоциации. Эта величина показывает, какая часть молекул от общего количества молекул вещества распалась на катионы и анионы. От степени диссоциации зависит, как поведёт себя вещество в растворе – растворится полностью или частично.

Степень диссоциации зависит он некоторых внешних факторов. Показатель степени можно увеличить с помощью повышения температуры. В кипящей воде электролит диссоциирует быстрее, молекулы активнее распадаются на ионы. А вот повышение концентрации вещества уменьшает степень диссоциации. Чем больше концентрация электролита, тем меньше действие растворителя и, следовательно, слабее диссоциация.

Степень диссоциации чаще всего выражают в процентах. Для вычисления степени диссоциации используется формула:

Электролиты, молекулы которых быстро и необратимо распадаются на ионы, называются сильными электролитами.

Рис. 2. Сильные электролиты.

Сильные электролиты

Степень диссоциации сильных электролитов больше 0,3 или 30 %. Они диссоциируют практически полностью. Диссоциация в этом случае необратима.

Список сильных электролитов:

Определить, какая соль относится к сильным электролитам, можно с помощью таблицы растворимости солей. Все растворимые в воде соли – сильные электролиты, малорастворимые и нерастворимые соли – слабые электролиты.

Рис. 3. Таблица растворимости солей.

Что мы узнали?

Из урока химии узнали, что такое электролитическая диссоциация и какие электролиты относятся к сильным. Электролитическая диссоциация характеризуется степенью диссоциации. Чем выше степень диссоциации, тем больше распадается электролит. У сильных электролитов степень диссоциации больше 30 %. К ним относятся сильные неорганические кислоты, растворимые соли и щёлочи. На степень диссоциации могут влиять внешние факторы – температура, концентрация, давление.

Источник

Что относится к сильным электролитам

1.1. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сила электролитов

Согласно теории электролитической диссоциации, соли, кислоты, гидроксиды, растворяясь в воде, полностью или частично распадаются на самостоятельные частицы – ионы.

Процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя называют электролитической диссоциацией. Вещества, диссоциирующие на ионы в растворах, называют электролитами. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами; к ним относятся, например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами; к ним принадлежат ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы.

Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита (α) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы ( n ), к общему числу его молекул в растворе ( N ), или

Степень электролитической диссоциации принято выражать либо в долях единицы, либо в процентах.

Электролиты со степенью диссоциации больше 0,3 (30%) обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 0,03 (3%) до 0,3 (30%)—средними, менее 0,03 (3%)—слабыми электролитами. Так, для 0,1 M раствора CH ₃ COOH α = 0,013 (или 1,3 %). Следовательно, уксусная кислота является слабым электролитом. Степень диссоциации показывает, какая часть растворенных молекул вещества распалась на ионы. Степень электролитической диссоциации электролита в водных растворах зависит от природы электролита, его концентрации и температуры.

По своей природе электролиты можно условно разделить на две большие группы: сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (α = 1).

К сильным электролитам относятся:

3) соли, растворимые в воде (см. таблицу растворимости).

Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном в недиссоциированном состоянии (в молекулярной форме). Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

К слабым электролитам относятся:

3) гидроксид аммония ( NH ₄ OH );

4) большинство органических кислот

(например, уксусная CH₃COOH, муравьиная HCOOH);

5) нерастворимые и малорастворимые соли и гидроксиды некоторых металлов (см. таблицу растворимости).

Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. Например, диссоциация соляной кислоты (НС l ) записывается следующим образом:

Основания диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксид-ионов. Например, диссоциация КОН

Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато. Например,

Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой

.

Для диссоциации по второй ступени:

.

Средние (нормальные) соли, растворимые в воде, диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка

KHCO ₃ → K + + HCO ₃ – (первая ступень)

HCO ₃ – H + + CO ₃ 2– (вторая ступень).

Однако степень электролитической диссоциации по второй ступени очень мала, поэтому раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.

FeOHCl ₂ FeOH 2+ + 2 Cl – (первая ступень);

FeOH 2+ Fe 3+ + OH – (вторая ступень);

( ZnOH )₂ SO ₄ 2 ZnOH + + SO ₄ 2– (первая ступень);

ZnOH + Zn 2+ + OH – (вторая ступень).

Источник

Сильные и слабые электролиты — степень диссоциации

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

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

Диссоциация и степень диссоциации

Диссоциация — это распад соединений на ионы.

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

Формула:

Стрелкой → обозначают распад соединений на ионы.

Стрелкой ← обозначают обратный процесс.

Сильные электролиты

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

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

К сильным электролитам относятся:

Слабые электролиты

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

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

К слабым электролитам относятся:

Сильные и слабые электролиты

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

Степень диссоциации, сильные и слабые электролиты — видео

Источник

Сильные и слабые электролиты

Всего получено оценок: 442.

Всего получено оценок: 442.

Соединения и простые вещества, расплавы и растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Выделяют сильные и слабые электролиты.

Что такое электролиты

Под воздействием молекул воды или при нагревании молекулы некоторых веществ распадаются на ионы. В растворе или в расплаве остаются положительно и отрицательно заряженные частицы – катионы и анионы. Они являются переносчиками электрического тока, поэтому растворы и расплавы, содержащие ионы, проводят электрический ток.

Вещества, способные распадаться на ионы, называются электролитами, а процесс распада – электролитической диссоциацией.

Электролиты отличаются друг от друга степенью электролитической диссоциации. Это величина, показывающая отношение распавшихся ионов к общему количеству молекул вещества. Чем больше степень диссоциации, тем быстрее растворяются или расплавляются вещества.

Степень диссоциации вычисляется по формуле α = n/N, где n – количество распавшихся молекул, N – общее количество молекул. Чтобы выразить степень диссоциации в процентах, необходимо n/N умножить на 100 %.

В зависимости от степени диссоциации выделяют два типа электролитов:

Диссоциации подвергаются вещества с ковалентными полярными или ионными связями. Молекулы воды оттягиваю полярные молекулы вещества. Нагревание кристаллических веществ вызывает колебание ионов в узлах кристаллической решётки вплоть до её разрушения.

Различия

Краткая характеристика сильных и слабых электролитов представлена в таблице.

Источник

УЧЕБНАЯ КНИГА ПО ХИМИИ

ДЛЯ УЧИТЕЛЕЙ СРЕДНИХ ШКОЛ,
СТУДЕНТОВ ПЕДАГОГИЧЕСКИХ ВУЗОВ И ШКОЛЬНИКОВ 9–10 КЛАССОВ,
РЕШИВШИХ ПОСВЯТИТЬ СЕБЯ ХИМИИ И ЕСТЕСТВОЗНАНИЮ

УЧЕБНИКЗАДАЧНИКЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМНАУЧНЫЕ РАССКАЗЫ ДЛЯ ЧТЕНИЯ

§ 6.3. Сильные и слабые электролиты

Материал этого раздела частично вам знаком по ранее изученным школьным курсам химии и из предыдущего раздела. Кратко повторим, что вам известно, и познакомимся с новым материалом.

В предыдущем разделе мы обсуждали поведение в водных растворах некоторых солей и органических веществ, полностью распадающихся на ионы в водном растворе.
Имеется ряд простых, но несомненных доказательств того, что некоторые вещества в водных растворах распадаются на частицы. Так, водные растворы серной H₂SO₄, азотной HNO₃, хлорной HClO₄, хлороводородной (соляной) HCl, уксусной CH₃COOH и других кислот имеют кислый вкус. В формулах кислот общей частицей является атом водорода, и можно предположить, что он (в виде иона) является причиной одинакового вкуса всех этих столь различных веществ.
Образующиеся при диссоциации в водном растворе ионы водорода придают раствору кислый вкус, поэтому такие вещества и названы кислотами. В природе только ионы водорода имеют кислый вкус. Они создают в водном растворе так называемую кислотную (кислую) среду.

Запомните, когда вы говорите «хлороводород», то имеете в виду газообразное и кристаллическое состояние этого вещества, но для водного раствора следует говорить «раствор хлороводорода», «хлороводородная кислота» или использовать общепринятое название «соляная кислота», хотя состав вещества в любом состоянии выражается одной и той же формулой – НСl.

Zn + 2НСl = ZnСl₂ + Н2,

и образуются газообразный водород и ионы цинка.
Смешивание некоторых растворов солей, например хлорида калия KCl и нитрата натрия NaNO₃, не сопровождается заметным тепловым эффектом, хотя после выпаривания раствора образуется смесь кристаллов четырех веществ: исходных – хлорида калия и нитрата натрия – и новых – нитрата калия КNO₃ и хлорида натрия NaCl. Можно предположить, что в растворе две исходные соли полностью распадаются на ионы, которые при его выпаривании образуют четыре кристаллических вещества:

НNO₃ = Н + + .

Электролитическая диссоциация – полный или частичный распад соединения при его растворении в воде на ионы в результате взаимодействия с молекулой воды (или другого растворителя).
Электролиты – кислоты, основания или соли, водные растворы которых проводят электрический ток в результате диссоциации.
Вещества, не диссоциирующие в водном растворе на ионы и растворы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.
Диссоциация электролитов количественно характеризуется степенью диссоциации – отношением числа распавшихся на ионы «молекул» (формульных единиц) к общему числу «молекул» растворенного вещества. Степень диссоциации обозначается греческой буквой . Например, если из каждых 100 «молекул» растворенного вещества 80 распадаются на ионы, то степень диссоциации растворенного вещества равна: = 80/100 = 0,8, или 80%.
По способности к диссоциации (или, как говорят, «по силе») электролиты разделяют на сильные, средние и слабые. По степени диссоциации к сильным электролитам относят те из них, для растворов которых > 30%, к слабым – 30%) относят перечисленные ниже группы соединений.
1. Многие неорганические кислоты, например хлороводородная НCl, азотная HNO₃, серная H₂SО₄ в разбавленных растворах. Самая сильная неорганическая кислота – хлорная НСlО₄.
Сила некислородных кислот возрастает в ряду однотипных соединений при переходе вниз по подгруппе кислотообразующих элементов:

Фтороводородная (плавиковая) кислота HF растворяет стекло, но это вовсе не говорит о ее силе. Эта кислота из бескислородных галогенсодержащих относится к кислотам средней силы из-за высокой энергии связи Н–F, способности молекул HF к объединению (ассоциации) благодаря сильным водородным связям, взаимодействия ионов F – с молекулами НF (водородные связи) с образованием ионов и других более сложных частиц. В результате концентрация ионов водорода в водном растворе этой кислоты оказывается значительно пониженной, поэтому фтороводородную кислоту считают средней силы.
Фтороводород реагирует с диоксидом кремния, входящим в состав стекла, по уравнению:

Фтороводородную кислоту нельзя хранить в стеклянных сосудах. Для этого используют сосуды из свинца, некоторых пластмасс и стекла, стенки которых покрыты изнутри толстым слоем парафина. Если для «травления» стекла использовать газообразный фтороводород, то поверхность стекла становится матовой, что используется для нанесения на стекло надписей и различных рисунков. «Травление» стекла водным раствором фтороводородной кислоты приводит к разъеданию поверхности стекла, которая остается прозрачной. В продаже обычно бывает 40%-й раствор плавиковой кислоты.

Сила однотипных кислородных кислот изменяется в противоположном направлении, например йодная кислота НIО₄ слабее хлорной кислоты НСlО₄.
Если элемент образует несколько кислородных кислот, то наибольшей силой обладает кислота, в которой кислотообразующий элемент имеет самую высокую валентность. Так, в ряду кислот НСlО (хлорноватистая) – НСlО₂ (хлористая) – НСlО₃ (хлорноватая) – НСlО₄ (хлорная) последняя наиболее сильная.

Один объем воды растворяет около двух объемов хлора. Хлор (примерно половина его) взаимодействует с водой:

Хлороводородная кислота является сильной, в ее водном растворе практически нет молекул HCl. Правильнее уравнение реакции записать так:

Cl₂ + H₂O = H + + Cl – + HClO – 25 кДж/моль.

Образующийся раствор называют хлорной водой.
Хлорноватистая кислота – быстродействующий окислитель, поэтому ее применяют для отбеливания тканей.

2. Гидроксиды элементов главных подгрупп I и II групп периодической системы: LiОН, NaОН, КОН, Са(ОН)₂ и др. При переходе вниз по подгруппе по мере усиления металлических свойств элемента сила гидроксидов возрастает. Растворимые гидроксиды главной подгруппы I группы элементов относят к щелочам.

Щелочами называют растворимые в воде основания. К ним относят также гидроксиды элементов главной подгруппы II группы (щелочно-земельные металлы) и гидроксид аммония (водный раствор аммиака). Иногда щелочами считают те гидроксиды, которые в водном растворе создают высокую концентрацию гидроксид-ионов. В устаревшей литературе вы можете встретить в числе щелочей карбонаты калия К₂СО₃ (поташ) и натрия Na₂CO₃ (сода), гидрокарбонат натрия NaHCO₃ (питьевая сода), буру Na₂B₄O₇, гидросульфиды натрия NaHS и калия KHS и др.

Гидроксид кальция Са(ОН)₂ как сильный электролит диссоциирует в одну ступень:

3. Почти все соли. Соль, если это сильный электролит, диссоциирует в одну ступень, например хлорид железа:

5. Некоторые соли: хлорид цинка ZnCl₂, тиоцианат железа Fe(NСS)₃, цианид ртути Hg(CN)₂ и др. Эти соли диссоциируют ступенчато.

К электролитам средней силы некоторые относят фосфорную кислоту Н₃РО₄. Мы будем считать фосфорную кислоту слабым электролитом и записывать три ступени ее диссоциации. Серная кислота в концентрированных растворах ведет себя как электролит средней силы, а в очень концентрированных растворах – как слабый электролит. Мы далее будем считать серную кислоту сильным электролитом и записывать уравнение ее диссоциации в одну ступень.

Источник