Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в водных растворах
Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов — катионы водорода Н + . Составим уравнение электролитической диссоциации сильных кислот: а) одноосновной азотной кислоты HNО3 и б) двухосновной серной кислоты H2SO4:
Число ступеней диссоциации зависит от основности слабой кислоты Нх(Ас), где х — основность кислоты.
Пример: Составим уравнения электролитической диссоциации слабой двухосновной угольной кислоты Н2СО3.
Первая ступень диссоциации (отщепление одного иона водорода Н + ):
Константа диссоциации по первой ступени:
Вторая ступень диссоциации (отщепление иона водорода Н + от сложного иона НСО3 — ):
Растворы кислот имеют некоторые общие свойства, которые, согласно теории электролитической диссоциации, объясняются присутствием в их растворах гидратированных ионов водорода Н + (Н3О + ).
Основания — это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов — гидроксид-ионы ОН — .
Составим уравнение электролитической диссоциации однокислотного основания гидроксида калия КОН:
Сильное двухкислотное основание Ca(OH)2 диссоциирует так:
Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Число ступеней диссоциации определяется кислотностью слабого основания Ме(ОН)у, где у — кислотность основания.
Составим уравнения электролитической диссоциации слабого двухкислотного основания — гидроксида железа (II) Fe(OH)2.
Первая ступень диссоциации (отщепляется один гидроксид-ион ОН — ):
Вторая ступень диссоциации (отщепляется гидроксид-ион ОН — от сложного катиона FeOH + ):
Основания имеют некоторые общие свойства. Общие свойства оснований обусловлены присутствием гидроксид-ионов ОН — .
Каждая ступень диссоциации слабых многоосновных кислот и слабых многокислотных оснований характеризуется определенной константой диссоциации: K1, K2, K3, причем K1 > K2 > K3. Это объясняется тем, что энергия, которая необходима для отрыва иона Н + или ОН — от нейтральной молекулы кислоты или основания, минимальна. При диссоциации по следующей ступени энергия увеличивается, потому что отрыв ионов происходит от противоположно заряженных частиц.
Амфотерные гидроксиды могут реагировать и с кислотами, и с основаниями. Теория электролитической диссоциации объясняет двойственные свойства амфотерных гидроксидов.
Амфотерные гидроксиды — это слабые электролиты, которые при диссоциации образуют одновременно катионы водорода Н + и гидроксид-анионы ОН — , т. е. диссоциируют по типу кислоты и по типу основания.
К амфотерным гидроксидам относятся Ве(ОН)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и другие. Амфотерным электролитом является также вода Н2O.
В амфотерных гидроксидах диссоциация по типу кислот и по типу оснований происходит потому, что прочность химических связей между атомами металла и кислорода (Ме—О) и между атомами кислорода и водорода (О—Н) почти одинаковая. Поэтому в водном растворе эти связи разрываются одновременно, и амфотерные гидроксиды при диссоциации образуют катионы Н + и анионы ОН — .
Составим уравнение электролитической диссоциации гидроксида цинка Zn(OH)2 без учета ее ступенчатого характера:
Нормальные соли — сильные электролиты, образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка.
Составим уравнения электролитической диссоциации нормальных солей: а) карбоната калия K2CO3, б) сульфата алюминия Al2(SO4)3:
Кислые соли — сильные электролиты, диссоциирующие на катион металла и сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и кислотный остаток.
Составим уравнения электролитической диссоциации кислой соли гидрокарбоната натрия NaHCО3.
Сложный анион НСО3 — (гидрокарбонат-ион) частично диссоциирует по уравнению:
Основные соли — электролиты, которые при диссоциации образуют анионы кислотного остатка и сложные катионы состоящие из атомов металла и гидроксогрупп ОН — .
Составим уравнение электролитической диссоциации основной соли Fe(OH)2Cl — дигидроксохлорида железа (III):
Сложный катион частично диссоциирует по уравнениям:
Для обеих ступеней диссоциации Fe(OH)2 + .
Электролитическая диссоциация. Гидролиз растворов
экспериментально изучить электропроводность некоторых веществ и растворов, зависимость реакционной способности от степени диссоциации электролитов, факторы, нарушающие равновесие в растворах электролитов.
1. Электролиты. Сильные и слабые электролиты.
2. Электролитическая диссоциация. Основные положения теории Аррениуса.
3. Степень и константа диссоциации. Факторы, влияющие на степень диссоциации.
4. Равновесие в растворах электролитов.
5. Влияние одноименных ионов на диссоциацию слабых электролитов.
Электролиты – вещества, способные распадаться на ионы (положительные катионы и отрицательные анионы), их растворы проводят электрический ток.
Неэлектролиты– не распадаются на ионы, их растворы не проводят ток.
Электролитическая диссоциация – распад молекул электролита на ионы в растворе или расплаве.
Диссоциация классов соединений:
многоосновных кислот ступенчато, в основном по первой ступени:
H2S « H + + HS – (первая ступень)
HS – « H + + S 2– (вторая ступень)
оснований NaOH ® Na + + OH –
многокислотных оснований ступенчато, в основном по первой ступени
Mg(OH)2 « MgOH + + OH – (первая ступень)
MgOH + « Mg 2+ + OH – (вторая ступень)
амфотерных оснований возможна как кислот и как оснований:
всех солей растворимых в воде – практически полностью, из них:
кислых солей ступенчато, в основном по 1 ступени
NaHCO3 « Na + + HCO3 – (первая ступень)
HCO3 – « H + + CO3 2– (вторая ступень)
основных солей ступенчато, в основном по 1 ступени
CuOHCl « CuOH + + Cl – (первая ступень)
CuOH + « Cu +2 + OH – (вторая ступень)
О силе электролита можно судить по электропроводности его раствора и по химической активности в реакциях ионного обмена.
Степень диссоциации (α) – отношение числа молекул электролита распавшихся на ионы к общему числу его молекул в растворе. Понятие степени диссоциации неприменимо к сильным электролитам.
Сильные электролиты – вещества, диссоциирующие в растворах полностью:
сильные кислоты | HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, HMnO4 |
щелочи | NaOH, KOH, LiOH, RbOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 |
соли | Все растворимые в воде |
Слабые электролиты – вещества, диссоциирующие частично, в их растворах устанавливается равновесие между молекулами и ионами.
a + + OH –
Закон разбавления Оствальда связывает константу и степень диссоциации:
, где , См — молярная концентрация
Если α значительно меньше 1, уравнение закона Оствальда упрощается:
, т.е. при разбавлении степень диссоциации вырастает.
Для бинарного электролита КАn (например НСlO, HCSN): [К + ]=[Аn – ]= .
Показатель константы диссоциации: PК = – lg Кдис.
Изменение условий смещает динамическое равновесие процесса диссоциации:
Разбавление приводит к возрастанию степени диссоциации электролитов.
Добавка одноименного иона, т.е. увеличение концентрации одного из ионов ведет к снижению степени диссоциации электролита.
Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и сопровождающееся изменением рН раствора.
Гидролизу подвергается ион слабого электролита, возможны 3 типа гидролиза.
1.Гидролиз по аниону Соль сильного основания и слабой кислоты СН3СООNa.
Молекулярное уравнение: CH3COONa + H2O « CH3COOH + NaOH
Ионно-молекулярное уравнение: СН3СОО – + НОН « СН3СООН + ОН –
Образующиеся при диссоциации анионы СН3СОО – связываются в слабый электролит СН3СООН. Ионы ОН – накапливаются, создавая в растворе щелочную среду (рН>7). Гидролиз тем сильнее, чем меньше Кдисс образующейся слабой кислоты.
Гидролиз солей многоосновных кислот протекает по стадиям, преимущественно по первой стадии.
1 стадия: K2S + H2O « KHS + KOH
S 2– + HOH « HS – + OH –
2 стадия: KHS + H2O « H2S + KOH
HS -– + HOH « H2S + OH –
2. Гидролиз по катиону. Соль слабого основания и сильной кислоты CuSO4 Гидролиз идет по катиону Cu 2+ и протекает в две стадии с образованием преимущественно основной соли.
Реакция среды кислая (рН + . Гидролиз тем сильнее, чем меньше Кдисс образующегося основания.
1 стадия: Cu 2+ + H2O « CuOH + + H +
2 стадия: CuOH + + HOH « Cu(OH)2 + H +
3. Гидролиз по катиону и аниону. Соль слабого основания и слабой кислоты CH3COONH4.
Среда раствора нейтральная, слабокислая или слабощелочная в зависимости от Кдисс образующихся слабых электролитов.
Усиление гидролиза, совместный гиролиз солей слабого основания CrCl3 и слабой кислоты Na2S приводит к необратимому гидролизу каждой из солей до конца с образованием слабого основания и слабой кислоты.
Гидролиз соли CrCl3 идет по катиону: Cr 3+ + HOH « CrOH 2+ + H +
Гидролиз соли Na2S идет по аниону: S 2– + HOH « HS – + OH –
Гидролиз усиливается, т.к. образуется слабый электролит Н2О: H + +OH – =Н2О
Молекулярное уравнение: 2CrCl3+3Na2S+6H2O=2Cr(OH)3+3H2S+6NaCl Ионно-молекулярное уравнение: 2Cr 3+ + 3S 2– + 6H2O = 2Cr(OH)3¯ + 3H2S
Соли сильных оснований и сильных кислот гидролизу не подвергаются, т.к. ни один из ионов соли не образует с ионами Н + и ОН – воды слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную среду.
1. Степень диссоциации СНзСООН в 0,1М растворе равна 1,32∙10 -5 Кдис и рК кислоты.
2. Кдис HCN равна 7.9∙10 -10 . Найти степень диссоциации HCN в 0,001 М растворе.
3. Вычислить концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе НСlO ( Кдис=5·10 -8 )
4. Во сколько раз уменьшится [H + ] в 0,2 М растворе НСООН (Кдис=0,8·10 -4 ), если к 1л этого раствора добавить 0,1моль соли НСООNа (соль диссоциирует полностью)?
5. Написать ионное уравнение реакции: Мg(ОН)2 + 2НС1 = МgС12 + Н2О
6. Написать уравнения ступенчатой диссоциации фосфорной кислоты в водном растворе. Вычислите Кдис Н3РО4 по 1-й ступени, если в 0,1 н растворе α=36 %.
7. Какое значение рН имеет раствор уксусной кислоты с массовой долей ω=0,6%?
8. Будет ли одинаковой электрическая проводимость водных и спиртовых растворов одного и того же вещества при одной и той же концентрации?
Опыт 1.Сравнение электропроводности растворов некоторых веществ
1. Угольные электроды, укрепленные на деревянной дощечке и последовательно соединенные с лампой, включить в электрическую сеть
2. Соблюдая меры предосторожности поочередно опускать электроды в стаканы с веществами и растворами, указанными в таблице, каждый раз промывая электроды в стакане с дистиллированной водой.
3. Наблюдать загорание электрической лампы
4. Внести данные в Таблицу 1, записать уравнения реакции
5. Объяснить разницу в степени накала лампочки в растворах.
6. Вделать вывод о силе электролитов по силе накала лампы.
Электролитическая диссоциация
Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.
Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.
В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:
KA ⇄ K + (катион) + A — (анион)
Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.
У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы и H другой молекулы.
Ступени диссоциации
Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H2SO4, H3PO4.
Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:
Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.
Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:
Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:
Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.
Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.
Электролиты и неэлектролиты
Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.
Электролиты — жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. Связи в их молекулах обычно ионные или ковалентные сильнополярные.
К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).
Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.
Неэлектролиты — вещества недиссоциирующие в растворах на ионы. В молекулах эти веществ связи ковалентные неполярные или слабополярные.
К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.
Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят электрический ток.
Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения
Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:
Полные ионные уравнения записываются путем разложения молекул на ионы. Запомните, что нельзя раскладывать на ионы:
- Слабые электролиты (в их числе вода)
- Осадки
- Газы
Сокращенное ионное уравнение записывается путем сокращения одинаковых ионов из левой и правой части. Просто, как в математике — остается только то, что сократить нельзя.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Блиц-опрос по теме Электролитическая диссоциация
http://zdamsam.ru/a38865.html
http://studarium.ru/article/159