Уравнение диссоциации гидроксида аммония и константа диссоциации

Рассчитайте степень гидролиза, константу гидролиза в растворе NH4Cl,

если с (NH4Cl)=0,08моль/л, Кв (NH4.H2O)=1,75.10^-5.Как можно увеличить степень гидролиза хлорида аммония?

Гидроксид аммония принято записывать либо NH4OH, либо NH3*H2O. Запись NH4*H2O – неверна.

Cм = 0,08 М
Kd(NH3*Н2О) = 1,75*10^(-5) – константа диссоциации NH4OH
Хлорид аммония NH4Cl – соль, образованная слабым основанием NH4OH и сильной кислотой HCl, в растворе подвергнется гидролизу по катиону. Значит, среда раствора будет кислая рН

Электролитическая диссоциация. Степень и константа диссоциации

По способности проводить электрический ток в водном растворе или в расплаве, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся соли, кислоты, основания. В молекулах этих веществ имеются ионные или ковалентные сильно полярные химические связи.

Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся, например, кислород, водород, многие органические вещества (сахар, эфир, бензол и др.). В молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.

Для объяснения электропроводности растворов и расплавов солей, кислот и оснований шведский ученый С. Аррениус создал теорию электролитической диссоциации (1887 г.):

1.Молекулы электролитов при растворении или расплавлении распадаются на ионы.

Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или в расплаве называется электролитической диссоциацией, или ионизацией.

Ионы — это атомы или группы атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд.

2.В растворе или расплаве электролитов ионы движутся хаотически. При пропускании через раствор или расплав электрического тока, положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательно заряженные ионы движутся к положительно заряженному электроду (аноду). Поэтому положительные ионы называются катионами, отрицательные ионы — анионами.

К катионам относятся: ион водорода Н + , ион аммония NH₄ + , ионы металлов Na + , K + , Fe 2+ , Al 3+ , катионы основных солей CuOH + , Аl(ОН)₂ + , FeOH 2+ и т. д.

К анионам относятся: гидроксид-ион ОН — , ионы кислотных остатков Сl — , NO₃ — , SO₄ 2- , Cr₂O₇ 2- , анионы кислых солей НСО₃ — , Н₂РО₄ — , HPO₄ 2- и т. д.

3.Диссоциация — процесс обратимый. Это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы (ионизация, или диссоциация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация, или моляризация).

Диссоциацию молекул электролитов выражают уравнениями, в которых вместо знака равенства ставят знак обратимости. В левой части уравнения записывают формулу молекулы электролита, в правой — формулы ионов, которые образуются в процессе электролитической диссоциации. Например:

Каждая молекула нитрата магния диссоциирует на ион магния и два нитрат-иона. Следовательно, в результате диссоциации одной молекулы Mg(NO₃)₂ образуются три иона.

Общая сумма зарядов катионов равна общей сумме зарядов анионов и противоположна по знаку (так как растворы электролитов электронейтральны).

Механизм электролитической диссоциации. Гидратация ионов

Причины и механизм диссоциации электролитов объясняются химической теорией раствора Д. И. Менделеева и природой химической связи. Как известно, электролитами являются вещества с ионной или ковалентной сильно полярной связями. Растворители, в которых происходит диссоциация, состоят из полярных молекул. Например, вода — полярный растворитель. Диссоциация электролитов с ионной и полярной связями протекает различно. Рассмотрим механизм диссоциации электролитов в водных растворах.

I. Механизм диссоциации электролитов с ионной связью

При растворении в воде ионных соединений, например хлорида натрия NaCl, дипольные молекулы воды ориентируются вокруг ионов натрия и хлорид-ионов. При этом положительные полюсы молекул воды притягиваются к хлорид-ионам Сl — , отрицательные полюсы — к положительным ионам Na + .

В результате этого взаимодействия между молекулами растворителя и ионами электролита притяжение между ионами в кристаллической решетке вещества ослабевает. Кристаллическая решетка разрушается, и ионы переходят в раствор. Эти ионы в водном растворе находятся не в свободном состоянии, а связаны с молекулами воды, т. е. являются гидратированными ионами.

Диссоциация ионных соединений в водном растворе протекает полностью. Так диссоциируют соли и щелочи: KCl, LiNO₃, Ba(OH)₂ и др.

II. Механизм диссоциации электролитов, которые состоят из полярных молекул

При растворении в воде веществ с полярной ковалентной связью происходит взаимодействие дипольных молекул электролита с дипольными молекулами воды. Например, при растворении в воде хлороводорода происходит взаимодействие молекул НСl с молекулами Н₂O. Под влиянием этого взаимодействия изменяется характер связи в молекуле HCl: сначала связь становится более полярной, а затем переходит в ионную связь. Результатом процесса является диссоциация электролита и образование в растворе гидратированных ионов.

Так диссоциируют кислородсодержащие и бескислородные кислоты: H₂SO₄, HNO₃, НI и др. Диссоциация электролитов с полярной связью может быть полной или частичной. Это зависит от полярности связей в молекулах электролитов.

Таким образом, главной причиной диссоциации в водных растворах является гидратация ионов. В растворах электролитов все ионы находятся в гидратированном состоянии. Например, ионы водорода соединяются с молекулой воды и образуют ионы гидроксония Н₃O+ по донорно-акцепторному механизму:

Для простоты в химических уравнениях ионы изображают без молекул воды: Н + , Ag + , Mg 2 + , F — , SO₄ 2- и т. д.

Свойства ионов

Ионы по физическим, химическим и физиологическим свойствам отличаются от нейтральных атомов, из которых они образовались. Например, ионы натрия Na + и хлорид-ионы Сl — не взаимодействуют с водой, не имеют цвета, запаха, неядовиты.

Атомы натрия Na 0 энергично взаимодействуют с водой. Вещество хлор C1₂ в свободном состоянии — газ желто-зеленого цвета, ядовит, сильный окислитель.

Различные свойства атомов и ионов одного и того же элемента объясняются разным электронным строением этих частиц. Химические свойства свободных атомов металлов определяются валентными электронами, которые атомы металлов легко отдают и переходят в положительно заряженные ионы. Атомы неметаллов легко присоединяют электроны и переходят в отрицательно заряженные ионы. Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы.

Ионы имеют различную окраску. Гидратированные и негидратированные ионы s- и р-элементов обычно бесцветны. Так, бесцветны ионы Н + , Na + , K + , Ва 2 + , Аl 3+ и др. Ионы некоторых d-элементов имеют окраску. Окраска гидратированных и негидратированных ионов одного и того же d-элемента может быть различной. Например, негидратированные ионы Cu 2+ — бесцветные, а гидратированные ионы меди Cu 2+ • 4Н₂О — синего цвета

Степень диссоциации

В водных растворах некоторые электролиты полностью распадаются на ионы. Другие электролиты распадаются на ионы частично, часть их молекул остается в растворе в недиссоциированном виде.

Число, показывающее, какая часть молекул распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоциации (степенью ионизации).

Степень электролитической диссоциации (α) равна отношению числа молекул, которые распались на ионы, к общему числу молекул в растворе:

где n — число молекул, распавшихся на ионы; N — общее число растворенных молекул.

Например, степень диссоциации (α) уксусной кислоты СН₃СООН в 0,1 М растворе равна 1,36%. Это означает, что из 10000 молекул СН₃СООН 136 молекул распадаются на ионы по уравнению:

Степень диссоциации зависит от природы растворителя и природы растворяемого вещества, концентрации раствора, температуры и других факторов.

Различные вещества диссоциируют в разной степени. Например, муравьиной кислоты НСООН при одинаковых условиях больше α уксусной кислоты СН₃СООН.

При уменьшении концентрации электролита, т. е. при разбавлении раствора, степень диссоциации увеличивается, так как увеличиваются расстояния между ионами в растворе и уменьшается возможность соединения их в молекулы.

При повышении температуры степень диссоциации, как правило, увеличивается.

В зависимости от степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, т. е. их степень диссоциации равна 1 (100%). К сильным электролитам относятся: 1) соли; 2) сильные кислоты (HClO₄, НСlO₃, НNО₃, H₂SO₄, HCl, НВr, HI и др.); 3) щелочи (LiОН, NaOH, КОН, RbOH, СsОН, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Слабые электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы, т. е. их степень диссоциации меньше 1 (100%). К слабым электролитам относятся: 1) слабые кислоты (НСlO₂, HClO, HNO₂, H₂SO₃, Н₂СO₃, H₂SiO₃, Н₃РО₄, H₃РО₃, H₃BO₃, СН₃СООН, Н₂S, HCN, HF и др.); 2) слабые нерастворимые в воде основания Fe(OH)₂, Pb(OH)₂, Cu(OH)₂ и др.); 3) гидроксид аммония (NH₄OH); 4) вода (Н₂О).

Константа диссоциации (ионизации)

Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации (Kд). Вследствие того, что слабые электролиты диссоциируют на ионы не полностью, в их растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Для слабого электролита общей формулы А_nВ_m уравнение диссоциации имеет вид:

Применяя закон действующих масс, запишем выражение константы равновесия:

где [А m + ], [B n — ] — равновесные концентрации ионов А m + и B n — , [А_nВ_m] — равновесная концентрация недиссоциированных молекул А_nВ_m.

Константу равновесия в этом случае называют константой диссоциации (Kд), или константой ионизации.

Константа ионизации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем легче электролит распадается на ионы, тем больше ионов в его растворе, тем сильнее электролит. Например:

Следовательно, уксусная кислота СН₃СООН более сильный электролит, чем циановодородная кислота HCN.

Для слабого электролита константа диссоциации — постоянная величина при данной температуре, которая не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры. Константы диссоциации некоторых слабых электролитов приведены в таблице.

Значение электролитов для живых организмов

Электролиты являются составной частью жидкостей и плотных тканей живых организмов. Ионы натрия Na + , калия K + , кальция Са 2+ , магния Mg 2+ , водорода Н + , анионы ОН — , Сl — , SO₄ 2- , НСО₃ — имеют большое значение для физиологических и биохимических процессов. Концентрации различных ионов в организме человека различны. Концентрации ионов водорода Н+ и гидроксид-ионов ОН — очень малы, но они играют большую роль в жизненных процессах. Ионы водорода Н + способствуют нормальному функционированию ферментов, обмену веществ, перевариванию пищи и т.д. Концентрации ионов натрия Na + и хлорид-ионов Cl — в организме человека весьма значительны. Эти ионы человек получает ежедневно, используя в пищу поваренную соль NaCl. В медицине применяется 0,85%-ный раствор хлорида натрия в качестве физиологического раствора при большой потере жидкости организмом.

Константы диссоциации кислот и оснований неорганических (Таблица)

Справочная таблица константы диссоциации кислот и оснований по общей и неорганической химии содержит следующую информацию: название и формула гидрооксида и кислоты и соответствующие им константы диссоциации . Таблица содержит справочный материал, необходимый для решения задач по общей и неорганической химии. Предназначено для школьников и студентов.

К — константа диссоциации кислот и оснований

pK — величина, которая определяется как отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации (часто используется вместо константы).