18) Ионно -обменные реакции. Условия необратимости ионно-обменных реакций. Ионно-обменные реакции между ионами в растворах электролитов.

все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций - ионными реакциями.

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые диссоциируют растворенные вещества. При этом не изменяются степени окисления элементов.

Не все ионные обменные реакции необратимы. Ионные обменные реакции идут до конца в том случае, если в результате реакции образуется:

-нерастворимое соединение, выпадающее в осадок;

-газообразное вещество;

-слабый электролит (вода, слабое основание или слабая кислота).

Уравнения реакций такого типа более правильно писать не в молекулярной, а в ионно-молекулярной форме. В этих уравнениях указывают ионы, на которые распадаются молекулы сильных электролитов. Малорастворимые вещества, выделяющиеся из раствора в виде осадка, газообразные соединения и слабые электролиты в этих уравнениях пишут в молекулярном виде. Кроме того, существует краткая ионная форма записи уравнения реакции, отображающая сущность реакции, протекающей в растворе электролита.

19)Электролитическая диссоциация кислот, оснований, солей. Электролитическая диссоциация – распад электролитов на ионы при растворении в воде или расплавлении. Этот процесс изображают с помощью уравнений диссоциации: NaCl = Na⁺ + Cl^-

HCl = H⁺ + Cl^- ; Na₂SO₄ = 2Na⁺ + SO₄^2-

Если через раствор или расплав электролита пропускать электрический ток, то положительные ионы будут двигаться к отрицательному электроду – катоду. Положительные ионы получили название катионы. Отрицательные ионы будут двигаться к положительному электроду – аноду, и называются анионами. Следовательно, при диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотного остатка (в состав солей могут входить и другие ионы). При диссоциации кислот образуются в качестве катионов ионы водорода, и анионы кислотных остатков. Механизм диссоциации электролитов при растворении в воде: Многие соли – вещества с ионной связью, состоят из положительных и отрицательных ионов, связанных за счет притягивания противоположных зарядов. При растворении в воде происходит гидратация ионов – взаимодействие ионов с полярными молекулами воды. Это уменьшает притяжение между ионами соли и делает возможным переход гидратированных, т.е. связанных с молекулами воды, ионов в раствор (этому способствует тепловое движение частиц). При выпаривании соли из раствора часть воды может оставаться в составе получаемых кристаллов – кристаллизационная вода. Например, сульфат меди (II) при выпаривании из раствора образует медный купорос (синего цвета), содержащий 5 моль воды на 1 моль соли. Формула медного купороса записывается как CuSO₄•5H₂O – точка обозначает связь между молекулами воды и ионами в составе сульфата меди(II). При длительном нагревании медного купороса кристаллизационная вода улетучивается и соль приобретает белый цвет. Синий цвет растворов, содержащих  ионы меди (II), свидетельствует о том, что в растворе находятся гидратированные ионы. У оснований механизм диссоциации такой же, как и у солей. Растворимые основания – щелочи, – диссоциируют с образованием катиона металла и гидроксид-ионов:

NaOH = Na⁺ + OH^–

Кислоты содержат ковалентные полярные связи. Так, молекула хлороводорода поляризована: H^δ+Cl^δ- (δ+ и δ- означают частичные заряды, меньше единицы). При растворении в воде в результате гидратации поляризация молекулы усиливается и происходит разрыв связи между водородом и кислотным остатком с образованием положительного иона водорода и отрицательного иона кислотного остатка. Ионом водорода называют именно гидратированный протон и обозначают H₃O⁺, но для простоты записывают H⁺

Согласно экспериментальным данным, в растворах не обнаружены частицы H₃O⁺. Анализ показывает наличие катионов, включающих две молекулы воды: H₅O₂⁺ . Основатель теории диссоциации электролитов в растворах – шведский ученый Сванте Аррениус. Гидратная теория растворов разработана Д.И.Менделеевым. При расплавлении электролитов разрыв связей с образованием ионов происходит за счет увеличения энергии частиц при нагревании.

20) Сильные и слабые электролиты. степень диссоциации. константа диссоциации. равновесие в растворах электролитов. Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на положительно заряженные (

катионы) и отрицательно заряженные (анионы) ионы, называются электролитами. Электролитами являются кислоты, основания, соли. Степень диссоциации (α) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N):                          α = n / N

СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ - это такие электролиты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, т.е. степень их диссоциации равна 1 (100%). К ним относятся: Соли; Сильные кислоты (HClO4, HClO3, HNO3, H2SO4, HCl, HI, и др.); Щелочи (LiOH, NaOH, Ca(OH)2 и др.). СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ - это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы т.е. степень их диссоциации меньше 1 (<100%). К ним относятся: Слабые кислоты (HClO2, HClO, HNO2, H2SO3); Слабые нерастворимые в воде основания(Fe(OH)2, Cu(OH)2 и др.); Гидроксид аммония; Вода. Константа диссоциации (K_D) - отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул. Она является константой равновесия процесса электролитической диссоциации; характеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше K_D, тем больше концентрация ионов в растворе. Поведение электролитов при растворении различно. Часть молекул слабых электролитов под действием растворителя распадается на ионы. Динамическое равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами устанавливается в растворах слабых электролитов, так как при столкновениях ионы легко ассоциируются. Поэтому процесс их диссоциации обратим.