Как протекает гидролиз соли образованной слабой кислотой и слабым основанием
Задача 597.
Почему раствор NaHCO3 имеет слабощелочную, а раствор NaHSO3 — слабокислую реакцию?
Решение:
а )Гидролиз соли NaHCO3
Кислая соль слабой кислоты подвергается гидролизу по аниону. Однако здесь наряду с гидролизом происходит и диссоциация аниона кислой соли. Так в растворе NaHCO3 одновременно протекает гидролиз аниона HCO3 — , приводящий к накоплению ионов OH — :
и диссоциации HCO3 — , в результате которой образуются ионы H + :
В рассмотренном примере константа гидролиза аниона превышает соответствующую константу диссоциации, поэтому раствор соли имеет слабую щелочную реакцию.
б) Гидролиз соли NaHSO3
NaHSO3 как кислая соль слабой кислоты подвергается гидролизу по аниону:
при этом образуются ионы OH — .
Анион HSO3 — диссоциирует по схеме:
при этом образуются ионы H + .
В рассмотренном примере константа диссоциации аниона превышает соответствующую константу гидролиза , поэтому раствор соли имеет слабую кислую реакцию.
Задача 598.
При сливании водных растворов Cr(NO3)3 и Na2S образуется осадок гидроксида хрома (III) и выделяется газ. Составить молекулярное и ионно-молекулярное уравнения происходящей реакции.
Решение:
Молекулярное уравнение реакции имеет вид:
Задача 599.
В каком направлении будет смещено равновесие реакции:
AgI(к) + NaCl(водн) ⇔ AgCl(к) + NaI(водн).
а) в направлении прямой реакции; б) в направлении обратной реакции?
Решение:
ПР(AgI) = 1,1 . 10 -18 ; ПР(AgCl) = 1,8 . 10- 10 .
В тех случаях, когда малорастворимые вещества имеются как среди исходных веществ, так и среди продуктов реакции, равновесие системы смещается в сторону образования наименее растворимого вещества. Так как ПР(AgI) . 10 -18 ) . 10- 10 ), то, согласно принципу Ле Шателье, равновесие сместится в сторону образования менее растворимого вещества AgI, т.е. влево, в сторону обратной реакции.
Ответ: б).
Задача 600.
В каком направлении будет смещено в водном растворе равновесие реакции:
CH3COONa + CH2ClCOOH ⇔ CH3COOH + CH2ClCOONa:
а) в направлении прямой реакции; б) в направлении обратной реакции?
Решение:
KD(CH3COOH) = 1,8 . 10 -8 ; KD(CH2ClCOOH) = 1,4 . 10 -3 .
В тех случаях, когда слабые электролиты имеются как среди исходных веществ, так и среди продуктов реакции, равновесие в системе смещается в сторону образования наименее диссоциированного вещества. В данной реакции наименее диссоциированным веществом является уксусная кислота, так как KD(CH3COOH)
Диссоциация кислот
При диссоциации кислот роль катионов играют ионы водорода (H + ), других катионов при диссоциации кислот не образуется:
Именно ионы водорода придают кислотам их характерные свойства: кислый вкус, окрашивание индикатора в красный цвет и проч.
Отрицательные ионы (анионы), отщепляемые от молекулы кислоты, составляеют кислотный остаток.
Одной из характеристик диссоциации кислот является их оснОвность — число ионов водорода, содержащихся в молекуле кислоты, которые могут образоываваться при диссоциации:
Процесс отщепления катионов водорода в многоосновных кислотах происходит ступенчато: сначала отщепляется один ион водорода, затем другой (третий).
Ступенчатая диссоциация двухосновной кислоты:
Ступенчатая диссоциация трехосновной кислоты:
При диссоциации многоосновных кислот самая высокая степень диссоциации приходится на первую ступень. Например, при диссоциации фосфорной кислоты степень диссоциации первой ступени равняется 27%; второй — 0,15%; третьей — 0,005%.
Диссоциация оснований
При диссоциации оснований роль анионов играют гидроксид-ионы (ОH — ), других анионов при диссоциации оснований не образуется:
Кислотность основания определяется кол-вом гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы основания:
- однокислотные основания — KOH, NaOH;
- двухкислотные основания — Ca(OH)2;
- трехкислотные основания — Al(OH)3.
Многокислотные основания диссоциируют, по аналогии с кислотами, также ступенчато — на каждом этапе отщепляется по одному гидроксид-иону:
Некоторые вещества, в зависимости от условий, могут выступать, как в роли кислот (диссоциировать с отщеплением катионов водорода), так и в роли оснований (диссоциировать с отщеплением гидроксид-ионов). Такие вещества называются амфотерными (см. Кислотно-основные реакции).
Диссоциация Zn(OH)2, как основания:
Диссоциация Zn(OH)2, как кислоты:
Диссоциация солей
Соли диссоциируют в воде на анионы кислотных остатков и катионы металлов (или других соединений).
Классификация диссоциации солей:
- Нормальные (средние) соли получаются полным одновременным замещением всех атомов водорода в кислоте на атомы металла — это сильные электролиты, полностью диссоциируют в воде с образованием катоинов металла и однокислотного остатка: NaNO3, Fe2(SO4)3, K3PO4.
- Кислые соли содержат в своем составе кроме атомов металла и кислотного остатка, еще один (несколько) атомов водорода — диссоциируют ступенчато с образованием катионов металла, анионов кислотного остатка и катиона водорода: NaHCO3, KH2PO4, NaH2PO4.
- Основные соли содержат в своем составе кроме атомов металла и кислотного остатка, еще одну (несколько) гидроксильных групп — диссоциируют с образованием катионов металла, анионов кислотного остатка и гидроксид-иона: (CuOH)2CO3, Mg(OH)Cl.
- Двойные соли получаются одновременным замещением атомов водорода в кислоте на атомы различных металлов: KAl(SO4)2.
- Смешанные соли диссоциируют на катионы металла и анионы нескольких кислотных остатков: CaClBr.
Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:
Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе
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 + .
http://prosto-o-slognom.ru/chimia/04_dissotsiatsiya_kislot_osnovanij.html
http://al-himik.ru/dissociacija-kislot-osnovanij-amfoternyh-gidroksidov-i-solej-v-vodnyh-rastvorah/