Уравнения диссоциации расплавов следующих веществ h2so4

Please wait.

We are checking your browser. gomolog.ru

Why do I have to complete a CAPTCHA?

Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.

What can I do to prevent this in the future?

If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.

If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.

Cloudflare Ray ID: 6debdf756be13374 • Your IP : 85.95.188.35 • Performance & security by Cloudflare

Уравнения диссоциации расплавов следующих веществ h2so4

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

I. Электролитическая диссоциация кислот

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (H + )

1. Электролитическая диссоциация одноосновных кислот

Кис­ло­ты со­сто­ят не из ионов, а из мо­ле­кул.

Воз­ни­ка­ет во­прос – как же тогда кис­ло­та дис­со­ци­и­ру­ет, т. е как в кис­ло­тах об­ра­зу­ют­ся сво­бод­ные за­ря­жен­ные ча­сти­цы? Ока­зы­ва­ет­ся, ионы об­ра­зу­ют­ся в рас­тво­рах кис­лот имен­но при рас­тво­ре­нии.

Рас­смот­рим про­цесс элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции хло­ро­во­до­ро­да в воде, но для этого за­пи­шем стро­е­ние мо­ле­кул хло­ро­во­до­ро­да и воды.

Обе мо­ле­ку­лы об­ра­зо­ва­ны ко­ва­лент­ной по­ляр­ной свя­зью. Элек­трон­ная плот­ность в мо­ле­ку­ле хло­ро­во­до­ро­да сме­ще­на к атому хлора, а в мо­ле­ку­ле воды – к атому кис­ло­ро­да. Мо­ле­ку­ла воды спо­соб­на ото­рвать ка­ти­он во­до­ро­да от мо­ле­ку­лы хло­ро­во­до­ро­да, при этом об­ра­зу­ет­ся ка­ти­он гид­рок­со­ния Н₃О + .

В урав­не­нии ре­ак­ции элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции не все­гда учи­ты­ва­ют об­ра­зо­ва­ние ка­ти­о­на гид­рок­со­ния – обыч­но го­во­рят, что об­ра­зу­ет­ся ка­ти­он во­до­ро­да.

Тогда урав­не­ние дис­со­ци­а­ции хло­ро­во­до­ро­да вы­гля­дит так:

HCl⇄H + + Cl —

При дис­со­ци­а­ции од­но­го моля хло­ро­во­до­ро­да об­ра­зу­ют­ся один моль ка­ти­о­на во­до­ро­да и один моль хло­рид — ани­о­нов.

2. Электролитическя диссоциация многоосновных кислот

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

Рас­смот­ри про­цесс элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции сер­ной кис­ло­ты. Сер­ная кис­ло­та дис­со­ци­и­ру­ет сту­пен­ча­то, в две ста­дии.

I–я ста­дия дис­со­ци­а­ции

На пер­вой ста­дии от­ры­ва­ет­ся один ка­ти­он во­до­ро­да и об­ра­зу­ет­ся гид­ро­суль­фат-ани­он.

II — я ста­дия дис­со­ци­а­ции

На вто­рой ста­дии про­ис­хо­дит даль­ней­шая дис­со­ци­а­ция гид­ро­суль­фат — ани­о­нов.

Эта ста­дия яв­ля­ет­ся об­ра­ти­мой, то есть, об­ра­зу­ю­щи­е­ся суль­фат — ионы могут при­со­еди­нять к себе ка­ти­о­ны во­до­ро­да и пре­вра­щать­ся в гид­ро­суль­фат — ани­о­ны. Это по­ка­за­но зна­ком об­ра­ти­мо­сти.

Су­ще­ству­ют кис­ло­ты, ко­то­рые даже на пер­вой ста­дии дис­со­ци­и­ру­ют не пол­но­стью – такие кис­ло­ты яв­ля­ют­ся сла­бы­ми. На­при­мер, уголь­ная кис­ло­та Н₂СО₃.

Н₃РО₄ ↔ Н + + Н₂РО4 — (первая ступень) – дигидроортофосфат ион

Н₂РО — ₄ ↔ Н + + НРO₄ 2- (вторая ступень) – гидроортофосфат ион

НРО 2- ₄ ↔ Н + + PО₄ З- (третья ступень) – ортофосфат ион

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени — по третьей.

II. Электролитическая диссоциация оснований

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH — )

Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов)

Щёлочи – это основания, растворимые в воде

Это основания щелочных и щелочноземельных металлов :

LiOH, NaОН, КОН, Rb ОН, С s ОН, Fr ОН и Са(ОН)₂, Sr(ОН)₂, Ва(ОН)₂, R а(ОН)₂, а также NН₄ОН

Амфолиты — это электролиты, которые при диссоциации одновре­менно образуют катионы водорода (H + ) и гидроксид-ионы ( OH — )

Примеры уравнений диссоциации щелочей

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ba(ОН)₂ -> Bа(ОН) + + OH — (первая ступень)

Ba(OH) + ↔ Ba 2+ +OH — (вторая ступень)

Примеры уравнений диссоциации амфолитов

Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН)₂ можно выра­зить уравнением:

Нерас­тво­ри­мые в воде ос­но­ва­ния прак­ти­че­ски не под­вер­га­ют­ся элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции, так как в воде они прак­ти­че­ски нерас­тво­ри­мы, а при на­гре­ва­нии – раз­ла­га­ют­ся, так что рас­плав их по­лу­чить не уда­ет­ся.

III. Электролитическая диссоциация солей

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH + ₄) и анионы кислотных остатков.

Например, диссоциация средних солей :

Кислые же и основные соли диссоци­ируют ступенчато:

Диссоциация кислых солей

Диссоциация основных солей

У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода.

У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.

Mg(OH)Cl -> Mg(OH) + + Cl —

Mg (OH) + ↔ Mg 2+ + OH —

IV. Тренажеры

Тренажёр №2 — Катионы и анионы

Интерактивное задание LearningApps.org по теме: “Химические свойства растворов кислот»

V. Памятки

Памятка – Определение солей

VI. Задания для закрепления

Задание №1. Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ:

Задание №2. Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ: Ca(OH)_2, Na₂CO_3, Na₃PO_4, HNO_3, KOH, Ba(OH)_2, H₂SO_3, Ca(NO₃)_2, Ca₃(PO₄)_2, H₂S, NaOH, HBr

Электролитическая диссоциация

Вещества, растворы или расплавы которых способны проводить электрический ток, называются электролитами. Соответственно, веще­ства, растворы или расплавы которых не проводят элект­рического тока, называются неэлектролитами. Элект­ролитами являются кислоты, основания и большинство солей, неэлектролитами — почти все органические соедине­ния.

В растворе или расплаве электролиты распадаются на ионы — диссоциируют. Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией.

Электролитическая диссоциация происходит вследствие взаимодействия поляр­ных молекул растворителя с молекулами или крис­таллической решеткой растворяемого вещества. Молекулы раствори­теля разрушают кристаллическую решетку и переводят ионы в раствор в форме сольватированных заряженных частиц. Растворенное вещество и растворитель оказывают обоюдное влияние: полярные молекулы растворителя разрушают кристаллическую решетку, а высвобождающиеся ионы, переходя в раствор, вызывают упорядочивание молекул растворителя. В то же время полярные молекулы растворителя ориентированы в соответствии с зарядом ионов.

В расплавах диссоциа­ция происходит вследствие нагревания вещества.

Идеи С. Аррениуса, разра­ботанные в 1887 г. составили основу теории электролити­ческой диссоциации. Согласно ей, при растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные ча­стицы. Под действием постоянного электрического тока неупорядоченное движение ионов в растворе или расплаве прекращается: положительно заряженные ионы (они называются катионами) движутся к катоду, отрицательно заряженные (называются анионами) — к аноду. Соответственно, на катоде минус, а на аноде – плюс. Одновременно с распадом электроли­та на ионы происходит объединение ионов в молекулы. Поэтому электролитическая диссоциация является обратимым про­цессом и при написа­нии уравнений диссоциации указывается, что реакция идет в обе стороны

Растворение любого вещества в воде сопровождается образованием гидратов. Если при этом в растворе не происходит формульных изменений у частиц растворенного вещества, то такие вещества относят к неэлектролитам. Ими являются, например, газ азот N₂, жидкость хлороформ CHCl₃, твердое вещество сахароза C₁₂H₂₂O₁₁, которые в водном растворе существуют в виде гидратов этих молекул.
известно много веществ (в общем виде МА), которые после растворения в воде и образования гидратов молекул МА nH₂O претерпевают существенные формульные изменения. В результате в растворе появляются гидратированные ионы – катионы М + * nH₂O и анионы А * nH₂O:
МА * nH₂O → М + * nH₂O + А – * nH₂O
Такие вещества относятся к электролитам.
Процесс появления гидратированных ионов в водном растворе называется электролитической диссоциацией (С. Аррениус 1887).

Электролитическая диссоциация ионных кристаллических веществ (М + )(А – ) в воде является необратимой реакцией:
(М + )(А – )_(т) →(М + )(А – )_(р) =(М + )_(р) + (А – )_(р)
Такие вещества относятся к сильным электролитам, ими являются многие основания и соли, например:

NaOH = Na + + OH – K₂SO₄ = 2K + + SO₄ –
Ba(OH)₂ = Ba 2+ + 2OH – Na₂ = 2Na + + S 2-
Электролитическая диссоциация вещества МА, состоящих из полярных ковалентных молекул, является обратимой реакцией:
(М-А)_(г,ж,т) → (М-А)_(р) ↔ М + _(р) А – _(р)
такие вещества относят к слабым электролитам, ими являются многие кислоты и некоторые основания, например:
а) HNO₂ ↔ H + + NO 2-
б) CH₃COOH ↔ H + + CH₃COO –
в) H₂CO₃ ↔ H + + HCO₃ – (первая ступень)
HCO₃ – ↔ H + + CO₃ 2- (вторая ступень)
г) NH_{3 *} H₂O ↔ NH₄ + OH –
В разбавленных водных растворах слабых электролитов мы всегда обнаружим как исходные молекулы, так и продукты их диссоциации – гидратированные ионы.
Качественная характеристика диссоциации электролитов называется степенью диссоциации и обозначается ɑ 1 , всегда ɑ › 0.
Для сильных электролитов ɑ = 1 по определению (диссоциация таких электролитов полная).
Для слабых электролитов степень диссоциации – отношение малярной концентрации продиссоциировавшего вещества (с_д) к общей концентрации вещества в растворе (с):

Степень диссоциации – это доля единицы от 100%. Для слабых электролитов ɑ ˂ С 1 (100%). Для слабых кислот H_nA степень диссоциации по каждой следующей ступени резко уменьшается по сравнению с предыдущей:
H₃PO₄ ↔ H + + H₂PO₄ – = 23,5%
H₂PO₄ – ↔ H + + HPO₄ 2- = 3*10 -4 %
HPO₄ 2- ↔ H + + PO₄ 3- = 2*10 -9 %
Степень диссоциации зависит от природы и концентрации электролита, а также от температуры раствора; она растет при уменьшении концентрации вещества в растворе (т.е. при разбавлении раствора) при нагревании.
В разбавленных растворах сильных кислот H_nA их гидротионы H_n-1A не существуют, например:
H₂SO₄ = H + + [HSO₄ – ] [HSO₄ – ] = H + + SO₄ -2
В итоге: H₂SO_4(разб.) = 2H + + SO₄ -2
в концентрированных растворах содержание гидроанионов (и даже исходных молекул) становятся заметными:
H₂SO₄ – _(конц.) ↔ H + + HSO₄ – ( ₁ ˂ 1)
HSO₄ – ↔ H + + SO₄ 2- ( ₂ ˂ ₁ ˂ 1)
(суммировать уравнения стадий обратимой диссоциации нельзя!). При нагревании значения ₁ и ₂ возрастают, что способствует протеканию реакций с участием концентрированных кислот.
Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор катионы водорода и никаких других положительных анионов не образуют:
* буквой обозначают степень протекания любых обратимых реакций, в том числе и степень гидролиза.
H₂SO₄ = 2H + = SO₄ 2- , HF ↔ H + + F –
Распространенные сильные кислоты:
Кислородсодержащие кислоты

Бескислородные кислоты
HCl, HBr, HI, HNCS
В разбавленном водном растворе (условно до 10%-ного или 0,1-молярного) эти кислоты диссоциируют полностью. Для сильных кислот H_nA в список вошли их гидротионы (анионы кислых солей), также диссоциирующие полностью в этих условиях.
Распространенные слабые кислоты:
Кислородсодержащие кислоты

Бескислородные кислоты
Основание – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид-ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют:
KOH = K + + OH – , Ca(OH)₂ = Ca 2+ + 2OH –
Диссоциация малорастворимых оснований Mg(OH)₂, Cu(OH)₂, Mn(OH)₂, Fe(OH)₂ и других практического значения не имеет.
К сильным основаниям (щелочам) относятся NaOH, KOH, Ba(OH)₂ некоторые другие. Самым известным слабым основанием является гидрат аммиака NH₃ H₂O.
Средние соли – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор любые катионы, кроме H + , и любые анионы, кроме OH:
Cu(NO₃)₂ = Cu 2+ + 2NO₃ –
Al₂(SO₄)₃ =2Al 3+ + 3SO₄ 2-
Na(CH₃COO) = Na + + CH₃COO –
BaCl₂ = Ba 2+ + 2Cl
K₂S = 2K + + S 2-
Mg(CN)₂ = Mg 2+ + 2CN –
речь идет не только о хорошо растворимых солях. Диссоциация малорастворимых и практически нерастворимых солей значения не имеет.
Аналогично диссоциируют двойные соли:
KAl(SO₄)₂ = K + + Al 3+ + 2SO₄ 2-
Fe(NH₄)₂(SO₄)₂ = Fe 2+ + 2NH₄ + 2SO₄ 2-
Кислые соли (большинство из них растворимы в воде) диссоциируют полностью по типу средних солей:
KHSO₄ = K + + HSO₄ –
KHCr₂O₇ = K + + HCr₂O₇ –
KH₂PO₄ = K + + H₂PO₄ –
NaHCO₃ = Na + + HCO₃ –
Образующиеся гидроанионы подвергаются, в свою очередь, воздействию воды:
а) если гидроанион принадлежит сильной кислоте, то он и сам диссоциирует также полностью:
HSO₄ – = H + + HSO₄ 2- , HCr₂O₇ – = H + + Cr₂O₇ 2-
и полное уравнение реакции диссоциации запишется в виде:
KHSO₄ = K + + H + + SO₄ 2-
KHCr₂O₇ = K + + H + Cr₂O₇ 2-
(растворы этих солей обязательно будут кислыми, как и растворы соответствующих кислот);
б) если гидротион принадлежит слабой кислоте, то его поведение в воде двойственно – либо неполная диссоциация по типу слабой кислоты:
H₂PO₄ – ↔ H + + HPO₄ 2- ( ₁)
HCO₃ – ↔ H + CO₃ 2- ( ₁)

Либо взаимодействие с водой (называемым обратимым гидролизом):
H₂PO₄ – + H₂O ↔ H₃PO₄ + OH – ( ₂)
HCO₃ – + H₂O ↔ H₂CO₃ + OH – ( ₂)
При _{1 2} преобладает диссоциация (и раствор будет кислым), а при _{1 2} – гидролиз (и раствор соли будет щелочным). Так, кислыми будут растворы солей с анионами HSO₃ – , H₂PO₄ – , H₂AsO₄ – и HSeO₃, растворы солей с другими анионами (их большинство) будут щелочными. Другими словами, название «кислые» для солей с большинством гидроанионов не предполагает, что эти анионы будут вести себя в растворе как кислоты (гидролиз гидроанионов и расчет отношения между ₁ и ₂ изучаются только в высшей школе)

Основные соли MgCl(OH), CuCO₃(OH)₂ и другие в своем большинстве практически нерастворимы в воде, и обсуждать их поведение в водном растворе невозможно.

Также вы можете посмотреть ВИДЕО-уроки на эту тему:

И выполнить задания из ЦТ и ЕГЭ на эту тему вы можете здесь