Как найти число ионов в физике

Войти на сайт

или

Забыли пароль?
Еще не зарегистрированы?

The number of ions in a compound depends on the structure of the compound and the oxidation states of the elements within the compound. An element’s oxidation state is the number of electrons that an atom possesses or lacks relative to the number of protons in its nucleus. This determines the ionic charge of that atom, which is essential to describing the ionic compounds it forms with other atoms.

Write out the chemical formula for the compound in question.

Identify the polyatomic ions in the compound. Polyatomic ions are ionic molecules made up of more than one atom (often of more than one element). See References for lists of common polyatomic ions and their charges.

Separate the cations and anions. Cations are ions with a positive charge; anions are ions with a negative charge. For example, FeSO₄ (iron (II) sulfate) contains an iron cation (Fe²⁺) and a sulfate anion (SO₄^2-). It is important to note that sulfate is a polyatomic ion, and not a collection of five different ions. The Roman numeral «II» denotes the +2 oxidation state of iron. This allows it to bond with just one sulfate anion.

If a chemical symbol has a subscript associated with it, there are multiple atoms of that element in the compound. Unless they are part of a polyatomic ion, each atom of that element is an individual ion. For example, iron (III) sulfate is written Fe₂(SO₄)³. The +3 oxidation state of iron requires a different number of sulfates for ionic bonding. In this case, two iron (III) ions will bond with three sulfate ions.

Add the total number of cations and anions. Iron (II) sulfate, for example, has 2 ions: the iron cation and the sulfate anion.

Tips

• A comprehensive understanding of oxidation states will help you decode the ionic nature of a compound quickly and with confidence.

Количество ионов в соединении зависит от структуры соединения и степени окисления элементов в соединении. Степень окисления элемента — это количество электронов, которыми атом обладает или испытывает недостаток по отношению к числу протонов в его ядре. Это определяет ионный заряд этого атома, который необходим для описания ионных соединений, которые он образует с другими атомами.

Запишите химическую формулу для рассматриваемого соединения.

Определите многоатомные ионы в соединении. Многоатомные ионы — это ионные молекулы, состоящие из более чем одного атома (часто из более чем одного элемента). См. Список литературы для списков общих многоатомных ионов и их зарядов.

Разделите катионы и анионы. Катионы — это ионы с положительным зарядом; Анионы — это ионы с отрицательным зарядом. Например, FeSO ₄ (сульфат железа (II)) содержит катион железа (Fe ²⁺) и сульфат-анион (SO ₄ ^2-). Важно отметить, что сульфат является многоатомным ионом, а не совокупностью пяти разных ионов. Римская цифра «II» обозначает степень окисления железа +2. Это позволяет ему связываться только с одним сульфатным анионом.

Если химический символ имеет связанный с ним индекс, в соединении есть несколько атомов этого элемента. Если они не являются частью многоатомного иона, каждый атом этого элемента является отдельным ионом. Например, сульфат железа (III) обозначается как Fe ₂ (SO ₄) ³. Степень окисления железа +3 требует различного количества сульфатов для ионной связи. В этом случае два иона железа (III) будут связываться с тремя сульфат-ионами.

Добавьте общее количество катионов и анионов. Например, сульфат железа (II) содержит 2 иона: катион железа и сульфат-анион.

подсказки

• Полное понимание состояний окисления поможет вам быстро и уверенно расшифровать ионную природу соединения.

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. предложил теорию электролитической диссоциации.

Сущность теории электролитической диссоциации С. Аррениуса

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы: положительные (катионы) и отрицательные (анионы).

2. 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.

3. Электролитическая диссоциация — процесс обратимый для слабых электролитов, т. е. вместе с распадом молекул на ионы (диссоциация) идет процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация).

Электролиты подразделяются в зависимости от степени диссоциации на сильные и слабые.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе только ионы `»H»^+`:

`»HNO»_3 → «H»^+ + «NO»_3^-`

Если кислота является двухосновной, то диссоциация кислоты происходит ступенчато. Количество стадий определяется основностью кислоты:

$$ {mathrm{H}}_{2}{mathrm{SO}}_{4}to {mathrm{H}}^{+}+{mathrm{HSO}}_{4}^{-}$$

$$ {mathrm{HSO}}_{4}^{-}rightleftarrows  {mathrm{H}}^{+}+{mathrm{SO}}_{4}^{2-}$$.

Сила бескислородных кислот возрастает в ряду однотипных соединений при переходе вниз по подгруппе кислотообразующего элемента: `»HCl»-«HBr»-«HI»`. Бромоводородная кислота `»HBr»` и йодоводородная `»HI»` кислоты сильнее хлороводородной, что объясняется увеличением межъядерных расстояний в их молекулах.

Фтороводородная (плавиковая) кислота `»HF»` растворяет стекло, но это вовсе не говорит о её силе. В ряду бескислородных галогенсодержащих кислот она относится к кислотам средней силы ввиду низкой концентрации в растворе ионов водорода из-за способности молекул `»HF»` к объединению (ассоциации), благодаря сильным водородным связям, возникающим при взаимодействии ионов `»F»^-` с молекулами `»HF»` (водородные связи) с образованием ионов `»HF»_2^-`, `»H»_2″F»_3^-` и других боле сложных частиц. В результате концентрация ионов водорода в водном растворе фтороводородной кислоты оказывается сильно пониженной.

Сила однотипных кислородных кислот изменяется в противоположном направлении, например, йодная кислота `»HIO»_4` слабее хлорной кислоты `»HClO»_4`. Если элемент образует несколько кислородных кислот, то наибольшей силой обладает кислота, в которой кислотообразующий элемент имеет самую высокую валентность.

Так, в ряду кислот `»HClO»-«HClO»_2-«HClO»_3-«HClO»_4` хлорная кислота наиболее сильная.

Схематически процесс распада (диссоциации) соляной кислоты  на ионы можно представить следующим образом. Чтобы вещество в воде было электролитом, его молекула должна быть полярной.

Полярная молекула вещества окружена полярными молекулами воды, которые разрывают молекулу на две противоположно заряженные частицы – ионы.

Диссоциация многокислотного гидроксида происходит ступенчато, например:

$$ mathrm{Ba}(mathrm{OH}{)}_{2} to  {mathrm{BaOH}}^{+} + {mathrm{OH}}^{-}$$,

$$ {mathrm{BaOH}}^{+}rightleftarrows  {mathrm{Ba}}^{2+}+ {mathrm{OH}}^{-}$$.

В свете теории электролитической диссоциации соли представляют собой соединения, образующие в водном растворе положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка (для средних солей), а также кроме них ионы водорода (для кислых солей) и гидроксид-ионы (для основных солей):

Средняя соль:

$$ {mathrm{Na}}_{2}{mathrm{SO}}_{4} to   2{mathrm{Na}}^{+} + {mathrm{SO}}_{4}^{2-}$$.

Кислая соль:

$$  {mathrm{NaHSO}}_{4} to  {mathrm{Na}}^{+}+{mathrm{HSO}}_{4}^{-}$$;

$$ {mathrm{HSO}}_{4}^{-}rightleftarrows  {mathrm{H}}^{+}+{mathrm{SO}}_{4}^{2-}$$.

Основная соль:

$$ mathrm{MgOHCl} to  {mathrm{MgOH}}^{+}+{mathrm{Cl}}^{-}$$;

$$ {mathrm{MgOH}}^{+} rightleftarrows  {mathrm{Mg}}^{2+} +{mathrm{OH}}^{-}$$.

В растворе слабого электролита присутствуют гидратированные ионы и некоторая часть недиссоциированных молекул.

К слабым электролитам относятся:

1) вода;  

2) соли `»Zn»`, `»Cd»`, `»Hg»`; 

3) оставшиеся кислоты, не относящиеся к сильным, например, `»HF»`, `»H»_2″S»`, `»HNO»_2`, `»H»_3″PO»_4` и другие, а также незамещённые органические кислоты. При растворении углекислого газа в воде образуется его гидрат `»CO»_2*»H»_2″O»` и в незначительном количестве угольная кислота `»H»_2″CO»_3`_. Тем не менее, для диссоциации воспользуемся формулой угольной кислоты:

$$ {mathrm{H}}_{2}{mathrm{CO}}_{3} rightleftarrows  {mathrm{H}}^{+}+{mathrm{HCO}}_{3}^{-}$$

$$ {mathrm{HCO}}_{3}^{-}rightleftarrows  {mathrm{H}}^{+}+{mathrm{CO}}_{3}^{2-}$$.

Практически диссоциация осуществляется лишь по первой ступени. Образующийся гидрокарбонат-ион `»HCO»_3^-`  ведёт себя как слабый электролит.

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.

Диссоциации проходит благодаря тому, что при гидратации ионов выделяется больше энергии, чем требуется на разрыв связи в молекуле. Примерно также происходит растворение ионного кристалла в воде и образование ионов. У кристаллов энергия гидратации ионов выше энергии кристаллической решётки.

Следует учитывать, что в растворах электролитов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией.  При некоторой постоянной температуре в данной системе устанавливается химическое равновесие, при котором скорость диссоциации станет равной скорости ассоциации.

Также необходимо учитывать, что свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных ионов. Например, негидратированный ион меди `»Cu»^(2+)` — белый в безводных кристаллах сульфата меди (II) `»СuSO»_4` и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т. е. связан с молекулами воды `»Cu»^(2+)*»H»_2″O»`. Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное количество молекул воды.

Основные свойства гидроксидов одного и того же элемента усиливаются с уменьшением его валентности. Так, основные свойства у гидроксида железа (II) выражены сильнее, чем у гидроксида железа (III) и наоборот.

Слабым электролитом является гидроксид аммония `»NH»_4″OH»`. При растворении аммиака `»NH»_3` в воде образуется раствор, который слабо проводит электрический ток и имеет горько-мыльный вкус. Среда раствора основная. В растворе образуются гидрат аммиака `»NH»_3*»H»_2″O»` и в незначительном количестве гидроксид аммония `»NH»_4″OH»`, который диссоциирует как слабый электролит с образованием ионов аммония `»NH»_4^+` и гидроксид-иона `»OH»^-`.

$$ {mathrm{NH}}_{4}mathrm{OH} rightleftarrows  {mathrm{NH}}_{4}^{+}+{mathrm{OH}}^{-}$$.

К слабым электролитам относят некоторые соли, например хлорид цинка `»ZnCl»_2`, тиоцианат железа `»Fe»(«NCS»)_3`, цианид ртути `»Hg»(«CN»)_2`, которые также диссоциируют по ступеням.

Разделение электролитов на сильные, средние и слабые зависит от доли продиссоциированных молекул или степени диссоциации `alpha`, которая показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы `(N_»д»)`, к общему числу введённых в раствор молекул `(N_»р»)`:

`alpha=(N_»д»)/(N_»р»)*100%`

Электролиты со степенью диссоциации `30%` и более называют сильными, со степенью диссоциации `3`-`30%` называют средними (средней силы), со степенью диссоциации менее `3%` — слабыми.

Степень диссоциации не является строгим показателем силы электролита, т. к. она зависит от концентрации раствора, природы растворителя, присутствия в растворе другие электролитов.

При понижении концентрации степень диссоциации может повышаться, и в очень разбавленных растворах слабый электролит может находиться в состоянии почти полной диссоциации, в то же время в концентрированном растворе сильный электролит может вести себя как слабый и даже как неэлектролит.

Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор). Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит.

Выражение для константы диссоциации можно получить, если записать уравнение реакции диссоциации электролита АК в общем виде:

$$ AK rightleftarrows  {A}^{-}+{K}^{+}$$.

Поскольку диссоциация слабого электролита является обратимым равновесным процессом, то к данной реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия как

`K_»дис»=([A^-][K^+])/([AK])`,

где `K_»дис»` — константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита;

`[AK]` – концентрация недиссоцированных молекул;

`[A^-]`, `[K^+]` — молярные концентрации анионов и катионов.