Диссоциация кислот, оснований, солей. Диссоциация воды рН-показатель. Диссоциация соли


Диссоциация солей, кислот и оснований

Ионы, образующиеся при диссоциации разных электролитов, различны. Диссоциация кислот идет с образованием катиона водорода и анионов кислотного остатка:

НСl<=> Н+ + Сl-.

h3S04 <=>2H+ + SOI—

Кислотные остатки могут быть различными, а ион водорода образуется при диссоциации всех кислот. Следовательно, кислотами называются соединения, дающие в растворе ионы водорода и кислотного остатка. Все общие свойства кислот объясняются образованием в растворе любой кислоты гидратированных ионов водорода,

Для многоосновных кислот характерна ступенчатая диссоциация:

h3S04 <=>H+ + HSO4—HS04 <=>H+ + HSO42-

При диссоциации оснований образуются катионы металла и общие для всех оснований анионы гидраксила ОН-:K0H<=>K+ + OH—Са(ОН)2 <=>Са2 + 2OH—.

Таким образом, основания можно определить как соединения, дающие в водном растворе ионы гидроксила. Следовательно, носителем всех общих свойств оснований является ион гидроксила.Основания многовалентных металлов подвергаются ступенчатой диссоциации. Например:

Fe(OH)2 <=>(FeOH)+ + OH—(FeOH)+ <=>Fe2+ OH—

Существуют гидроксиды, обладающие а м ф о т е р-н ы м и свойствами, т. е. способные проявлять свойства кислоты и основания. Объясняется это тем, что диссоциация таких молекул может происходить как по типу кислоты, так и по типу основания.

Н+ + МеO— <=> МеОН <=> Ме+ + OH—

где МеОН — условное обозначение амфотерного электролита. Между всеми продуктами диссоциации устанавливается сложное равновесие.Соли при диссоциации образуют катионы металла и анионы кислотного остатка:

NaN03 <=> Na+ + N03—К3Р04 <=>3K+ + PO43-СаСl2 т<=> Са2+ + 2Сl—

Ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет, поэтому соли не обладают общими свойствами.При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла и сложные ионы кислотного остатка, которые в свою очередь подвергаются диссоциации с образованием ионов Н+:

NaHS03 <=>Na+ + HSO3—

HS03«<=>H+ + SO32-

При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксильной группы. Эти сложные ионы также подвергаются диссоциации:

ZnOHCl<=>(ZnOH)++Сl-.

(ZnOH)+<=>Zn2+ + OH—

505days.com

Диссоциация солей

Количество просмотров публикации Диссоциация солей - 2430

Диссоциация оснований

Диссоциация кислот

По теории электролитической диссоциации к кислотам относятся электролиты, одним продуктом диссоциации которых является катион H+.

Диссоциация сильныходно- и двубазовых кислот в разбавленных растворах проходит по одной (первой) ступени (aдис >30%), причем равновесие сдвинуто в сторону ионной формы кислоты. К примеру,

серная кислота Н2SO4 Û 2H++ SO42- ,

азотная кислота НNO3 Û H++ NO3- ,

бромоводородная HBr Û H++ Br-

Молек. форма ионная форма

равновесие------------------------------------------à-

Слабые кислоты в растворах находятся преимущественно в молекулярной форме. Чем меньше aдис, тем слабее кислота и тем больше равновесие сдвинуто в сторону молекулярной формы. К примеру:

уксусная кислота Сh4CООН Û H++ Сh4CОО-,

азотистая кислота HNO2 Û H++NO2-.

Молек. форма ионная форма

<--------------------------равновесие

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем степень диссоциации кислоты уменьшается на каждой последующей ступени диссоциации. К примеру:

угольная кислота h3CO3 Û H++ HСO3- I-я ступень (aдис1) , (aдис1) >> (aдис2)

└> Н+ + СO32- II –я ступень (aдис2).

Основания – электролиты, одним из продуктов диссоциации которых является анион ОH-.Сильные основания, также как сильные кислоты, диссоциируют по одной ступени и находятся в растворе преимущественно в ионной форме:

Гидроксид калия КОН Û К+ + ОН- ,.

Гидроксид стронция S r(OH)2 Û Sr+2 + 2OH-

Молек. форма ионная форма

равновесие-----------------------à

К слабым основаниям относятся растворимый в воде гидроксид аммония Nh5OH и труднорастворимые гидроксиды тяжелых металлов. Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато, причем степень диссоциации основания уменьшается на каждой последующей ступени диссоциации. К примеру:

гидроксид аммония Nh5OH <=> Nh5+ + OH-

гидроксид алюминия AI(OH)3 <=> AI(OH)2+ + OH- I ступень

└> AI(OH)+2 + OH- IIступень

└>AI+3 + OH- III ступень

Молек. форма ионная форма

<----------------- равновесие

Соли - ϶ᴛᴏ электролиты, которые диссоциируют в растворе на катионы металлов (и Nh5+) и анионы кислотных остатков.Как было сказано выше, соли по своему составу бывают кислые, основные и средние. Кислые соли характерны для слабых многобазовых кислот, основные – для слабых многокислотных оснований, а средние соли бывают образованы как сильными, так и слабыми кислотами и основаниями. При этом независимо от состава, соли первично диссоциируют на катион металла и кислотный остаток.

Средняя соль AICI3 Û AI+3 + 3CI- , ZnSO4 Û Zn+2 + SO42-.

Кислая соль KHCO3 Û K+ + HCO3- Nah3PO4 Û Na+ + h3PO4

Основная соль- ZnOHCI Û ZnOH+ + CI- Cr(OH)2NO3 Û Cr(OH)2+ + NO3-

Молек. форма катион кислотный остаток Молек. форма катион кислотный остаток.

Изменение ионного состава раствора за счёт вторичной диссоциации кислых и базовых солей в настоящем практикуме не рассматривается ( HCO3- à Н+ + CO32- или ZnОН+ à Zn+2 + ОН-).

referatwork.ru

Диссоциация кислот, оснований, солей. Диссоциация воды рН-показатель.

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

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода

Н3РО4 Н+ + Н2РО-4(первая ступень)

Н2РО-4 Н+ + НРO2-4 (вторая ступень)

НРО2-4 Н+ PОЗ-4 (третья ступень)

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени по третьей. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты наряду с молекулами Н3РО4 имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) Н2РО2-4,НРО2-4 и РО3-4.

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

Например:

KOH K+ + OH-; Nh5OH NH+4 + OH-

Основания, растворимые в воде называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН)2,Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, Rа(ОН)2, а также NН4ОН. Большинство оснований в воде малораство­римо. Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп Например, NН4ОН - однокислотное основание, Са(ОН)2 - двухкислотное, Fе(ОН)3 -трехкислотное и т.д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато

Ca(ОН)2 Са(ОН)+ + OH- (первая ступень)

Ca(OH)+ Ca2++OH- (вторая ступень)

Однако имеются электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода, и гидроксид-ионы. Эти электролиты называются амфотерными илиамфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Н+ и ОН- (в незначительных количествах):

Н2O Н+ + ОН-

Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленны наличием катионов водорода Н+, и щелочные свойства,обусловленные наличием ионов ОН-.

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

2ОН- + Zn2+ + 2Н2О Zn(ОН)2 + 2Н2О [Zn(ОН)4]2-+ 2Н+

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

Например:

(Nh5)2SO4 2NH+4 + SO2-4; Na3PO4 3Na+ + PO3-4

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. Например:

KHSO4 K+ + HSO-4

и далее

HSO-4 H++SO2-4

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

Mg(OH)Cl Mg(OH)++Cl-

и далее

Mg(OH)+ Mg2++OH-

Основностъ кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, НCl, HNO3 - одноосновные кислоты - образуется один катион водорода ;Н2S, Н2СО3, Н2SO4 - двухосновные, а Н3РО4, Н3АsО4 - трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода. Из четырех атомов водо­рода,содержащихся в молекуле уксусной кислоты СН3СООН, только один, входящий в карбоксильную группу - СООН, способен отщеп­ляться в виде катиона Н+, -уксусная кислота одноосновная.

Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно).

В насыщенном растворе твердого электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Она называется произведением растворимости.

ПР(CaSO4) = [Ca2+][SO42–]

Если молекула электролита содержит несколько одинаковых ионов, то концентрации этих ионов, согласно закону действия масс*, должны быть возведены в соответствующие степени. Например:

PbI2 Pb2+ + 2 I–

ПР(PbI2) = [Pb2+][I–]2

Зная произведения растворимости, можно решать вопросы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях. Например, пусть диссоциация соли АВ происходит на два иона:

АВ А+ + В–

Обозначив растворимость через s (моль/л), получим [A+]=[B–]=s, ПР=[A+][B–]=s2. На практике чаще возникает обратная задача определения растворимости. Для соли, диссоциирующей на два иона, . Значения ПР можно найти в химических справочниках. Например,ПР(AgCl)=1,8·10–10, ПР(AgBr)=6·10–13, ПР(BaSO4)=1,1·10–10, ПР(HgS)=10–52. Если соль имеет общую формулу AB2, то она диссоциирует по уравнению:

AB2 A2+ + 2 B–

В этом случае [A2+]=s, [B–]=2s, ПР=[A2+][B–]2=s·(2s)2=4s3, .

Если фактическое произведение концентраций (ПС) ионов в некотором растворе превышает значение произведения растворимости, т.е. ПС>ПР, то раствор является пересыщенным *, и из него выпадает осадок. Условие растворения осадка (ненасыщенности раствора): ПС<ПР. Оба процесса идут с одинаковой скоростью, и система приходит в состояние равновесия при ПС=ПР (насыщенный раствор).

Чистая вода обладает незначительной электрической проводимостью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы:

h3O H+ + OH–

Такой процесс называется автопротолизом (самодиссоциацией). По величине электропроводности чистой воды можно вычислить концентрации ионов H+ и OH–. При 25°С они равны по 10–7 моль/л.

Выражение для константы диссоциации * воды имеет вид:

,

откуда [H+][OH–]=K[h3O]=Kw .

В воде и разбавленных водных растворах концентрацию воды можно считать постоянной: [h3O]=55,5 моль/л, поэтому Kw – константа. Выражение, полученное для Kw, показывает, что в воде и разбавленных водных растворах при постоянной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Она называется ионным произведением воды. При 25°С Kw=10–14.

В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, в щелочных – концентрация ионов OH–. Однако произведение этих молярныхконцентраций всегда остается постоянным. Если, например, к чистой воде добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода повысилась до 10–3 моль/л, то концентрация гидроксид-ионов станет равной 10–11 моль/л. Следовательно, если известна величина [H+], то однозначно определяется величина [OH–]. Поэтому степень кислотности или щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:

Нейтральный раствор [H+]=10–7 моль/л;

кислый раствор [H+]>10–7 моль/л;

щелочной раствор [H+]<10–7 моль/л.

Наиболее часто используют не концентрацию [H+], а ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком:

pH= –lg [H+]

Эта величина называется водородным показателем. Например, если [H+]=10–5 моль/л, то pH=5; если [H+]=10–9 моль/л, то pH=9. Отсюда следует, что в нейтральном растворе pH=7, в кислом растворе pH<7, в щелочном растворе pH>7. Иногда пользуются значением гидроксидного показателя pOH=–lg[OH–]. При 25°С выполняется равенство: pH+pOH=14.

Для многих процессов величина pH очень важна (для жизнедеятельности растений и животных – pH крови, почвенного раствора). Свойства природных вод, в частности их коррозионная активность, сильно зависят от pH.

 

Похожие статьи:

poznayka.org

16.Каков механизм диссоциации солей в растворах или расплавах

Представьте, что будет с хорошо знакомой всем людям поваренной солью, если ее кристаллы расплавить или бросить в воду. Это вещество имеет структуру ионной кристаллической решетки. При расплавлении тепловая энергия приведет к тому, что колебания ионов в узлах решетки многократно усилятся, в результате чего связи между соседними ионами начнут разрушаться. Появятся свободные ионы. И этот процесс при продолжении нагрева будет продолжаться до полного разрушения кристаллической решетки. Аналогичный механизм разрушения будет и при растворении кристаллов поваренной соли в воде, только вместо тепловой энергии тут действуют молекулы воды, как бы «растягивающие» кристаллы на отдельные частицы.  Впервые теория электролитической диссоциации была выдвинута двумя химиками – Аррениусом и Оствальдом в конце XIX века. Именно с помощью диссоциации описывают свойства солей, а также оснований и кислот. Кислые и основные соли проходят диссоциации ступенчато, например, KHSO4 =K^+ + HSO4^-

Каковы особенности диссоциации солей

При диссоциации солей образуются положительно заряженные катионы металлов (либо катион аммония), а также отрицательно заряженные катионы кислотных остатков. Процесс диссоциации идет в зависимости от того, какая соль подвергается растворению или расплавлению (средняя, кислая или основная).  Если соль средняя (то есть, образованная кислотой, в молекулах которой все катионы водорода замещены катионами металла, или аммония), диссоциация происходит по таким схемам, в одну стадию: КNO3=K^++NO3^- Na2SO4=2Na^++SO4^2- Кислые и основные соли диссоциируют в несколько стадий. Кислая соль (то есть образованная кислотой, катионы водорода которой замещены не полностью) сначала теряет металлический ион, а затем отщепляется катион водорода. Например: NaHSO4=Na^++HSO4^- HSO4^-=H^++SO4^2- У основных же солей (то есть образованных щелочами, у которых не полностью замещены гидроксил-группы), сначала отщепляются кислотные остатки, а потом ОН^- -ионы. Например: Cu(OH)Cl = Cu(OH)^++Cl^- Cu(OH)^+ = Cu^2++OH^- Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода. Например,

HNO3 « H+ + NO3–

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Например сероводородная кислота диссоциирует ступенчато:

h3S « H+ + HS– (первая ступень)

HS– « H+ + S2– (вторая ступень)

Диссоциация многоосновных кислот протекает, главным образом, по первой ступени. Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона от нейтральной молекулы , минимальна и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.

Основаниями называются электролиты, диссоциирующие в растворе, которые в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы. Например,

NaOH ® Na+ + OH–

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато

Mg(OH)2 « MgOH+ + OH– (первая ступень)

MgOH+ « Mg2+ + OH– (вторая ступень)

Ступенчатая диссоциация  кислот и оснований объясняет образование кислых и основных солей.

Существуют электролиты, которые диссоциируют одновременно как основные и как кислотные. Они называются амфотерными.

H+ + RO– « ROH « R+ + OH–

Амфотерность объясняется малым различием прочности связей R–H и О–Н.

К амфотерным электролитам относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома (III), олова (II, IV), свинца (II, IV) и др.

Диссоциацию амфотерного гидроксида, например Sn(OH)2, можно выразить уравнением:

2H+ + SnO22– « Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–

+2h3O ¯                                           основные свойства

2H+ + [Sn(OH)4]2– кислотные свойства

Для многоосновных кислот и многокислотных оснований характернаступенчатая диссоциация с отрывом одного нона Н+ или ОН по каждой ступени. Таким образом, число ступеней определяется основностью кислоты иликислотностью основания. Поскольку первый ион отрывается от нейтральной частицы, а последующие от частиц с зарядом противоположного знака, который увеличивается с каждой ступенью на единицу, то степень электролитической диссоциации сильно уменьшается при переходе от первой ступени к каждойследующей. Примером может быть фосфорная кислота при с=0,1 моль/л

17.Сильные электролиты. Активность ионов

Сильными электролитами называются такие электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (т.е. диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. К ним относятся большинство солей, которые уже в кристаллическом состоянии построены из ионов, гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, некоторые кислоты (НСl, HBr, HI, HClO4, HNO3).

В растворах сильных электролитов концентрация ионов довольно велика, так что силы межионного взаимодействия заметно проявляются даже при малой концентрации электролита. В результате ионы оказываются не вполне свободными в своем движении, и все свойства электролита, зависящие от числа ионов, проявляются слабее, чем следовало бы ожидать при полной диссоциации электролита на не взаимодействующие между собой ионы. Поэтому для описания состояния ионов в растворе пользуются, наряду с концентрацией ионов, их активностью, т.е. условной (эффективной) концентрацией ионов, в соответствии с которой они действуют в химических процессах. Активность иона а (моль/л) связана с его молярной концентрацией в растворе С соотношением

a = fC

где f - коэффициент активности иона (безразмерная величина).

Коэффициенты активности ионов зависят от состава и концентрации раствора, от заряда и природы лона и от других условий. Однако в разбавленных растворах (С ? 0,5 моль/л) природа иона слабо сказывается на величине его коэффициента активности. Приближенно можно считать, что в разбавленных растворах коэффициент активности иона в данном растворителе зависит только от заряда иона и ионной силы раствора I, которая равна полусумме произведений концентрации С каждого иона на квадрат его заряда z:

I=0,5 (С1 z12 + С2 z22 + …+ Сn zn2) =0,5 Сi z i2

В табл.1 приведены значения коэффициентов активности ионов в разбавленных растворах в зависимости от их заряда и ионной силы раствора. Приближенно коэффициент активности иона в разбавленном растворе можно также вычислить по формуле: lg f = - 0,5z2 - .

Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом:

,

где ci — молярные концентрации отдельных ионов (моль/л), zi - заряды ионов

studfiles.net

Химик.ПРО - Диссоциация соли | Решение задач по химии бесплатно

В 1 литре раствора содержится 0,1 моль хлорида калия (KCl) и 0,05 моль карбоната натрия (Na2CO3). Сколько хлорида натрия (NaCl) и карбоната калия (K2CO3) (в моль) нужно взять, чтобы приготовить 1 литр раствора такого же состава? Запишите уравнение диссоциации соли.

Решение задачи

Запишем уравнение диссоциации соли хлорида калия (KCl):

 уравнение диссоциации соли хлорида калия

По диссоциации соли уравнению вычислим, сколько моль ионов калия (K+) и хлора (Cl-) образуется при полной диссоциации 0,1  моль хлорида калия (KCl):

 диссоциация соли хлорида калия

при диссоциации соли 1  моль хлорида калия (KCl) образуется  ионов K+

при диссоциации соли 0,1  моль хлорида калия (KCl) образуется х моль ионов K+

Откуда:

ионы калия

при диссоциации соли 1  моль хлорида калия (KCl) образуется  ионов Cl-

при диссоциации соли 0,1  моль хлорида калия (KCl) образуется y моль ионов Cl-

Откуда:

ионы хлора

Запишем уравнения диссоциации соли карбоната натрия (Na2CO3):

 уравнение диссоциации соли карбоната натрия

По уравнению диссоциации вычислим, сколько моль ионов натрия (Na+)и карбонат-ионов  (CO32-) образуется при полной диссоциации 0,05  моль карбоната натрия (Na2CO3):

 диссоциация соли карбоната натрия

при диссоциации соли 1 моль карбоната натрия (Na2CO3) образуется 2 моль ионов Na+

при диссоциации соли 0,05 моль карбоната натрия (Na2CO3) образуется a моль ионов Na+

Откуда:

ионы натрия

при диссоциации соли 1 моль карбоната натрия (Na2CO3) образуется 1 моль  ионов CO32-

при диссоциации соли 0,05 моль карбоната натрия (Na2CO3)  образуется b мольионов CO32-

Откуда:

карбонат-ионы

Запишем уравнения диссоциации солей хлорида натрия и карбоната калия:

 уравнение диссоциации соли хлорида натрия

уравнение диссоциации соли карбоната калия Чтобы при замене солей число ионов не изменилось, в растворе должно содержаться, как следует из уравнения диссоциации соли:

 диссоциация соли хлорида натрия

0,1 моль хлорида натрия (NaCl),

 диссоциация соли карбоната калия

и 0,05 моль карбоната калия (K2CO3).

Ответ:

0,1 моль хлорида натрия;

0,05 моль карбоната калия.

Похожие задачи по химии

himik.pro

Диссоциация кислот, оснований, солей. Диссоциация воды рН-показатель.

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

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода

Н3РО4 Н+ + Н2РО-4(первая ступень)

Н2РО-4 Н+ + НРO2-4 (вторая ступень)

НРО2-4 Н+ PОЗ-4 (третья ступень)

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени по третьей. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты наряду с молекулами Н3РО4 имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) Н2РО2-4,НРО2-4 и РО3-4.

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

Например:

KOH K+ + OH-; Nh5OH NH+4 + OH-

Основания, растворимые в воде называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН)2,Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, Rа(ОН)2, а также NН4ОН. Большинство оснований в воде малораство­римо. Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп Например, NН4ОН - однокислотное основание, Са(ОН)2 - двухкислотное, Fе(ОН)3 -трехкислотное и т.д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато

Ca(ОН)2 Са(ОН)+ + OH- (первая ступень)

Ca(OH)+ Ca2++OH- (вторая ступень)

Однако имеются электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода, и гидроксид-ионы. Эти электролиты называются амфотерными илиамфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Н+ и ОН- (в незначительных количествах):

Н2O Н+ + ОН-

Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленны наличием катионов водорода Н+, и щелочные свойства,обусловленные наличием ионов ОН-.

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

2ОН- + Zn2+ + 2Н2О Zn(ОН)2 + 2Н2О [Zn(ОН)4]2-+ 2Н+

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

Например:

(Nh5)2SO4 2NH+4 + SO2-4; Na3PO4 3Na+ + PO3-4

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. Например:

KHSO4 K+ + HSO-4

и далее

HSO-4 H++SO2-4

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

Mg(OH)Cl Mg(OH)++Cl-

и далее

Mg(OH)+ Mg2++OH-

Основностъ кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, НCl, HNO3 - одноосновные кислоты - образуется один катион водорода ;Н2S, Н2СО3, Н2SO4 - двухосновные, а Н3РО4, Н3АsО4 - трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода. Из четырех атомов водо­рода,содержащихся в молекуле уксусной кислоты СН3СООН, только один, входящий в карбоксильную группу - СООН, способен отщеп­ляться в виде катиона Н+, -уксусная кислота одноосновная.

Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно).

В насыщенном растворе твердого электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Она называется произведением растворимости.

ПР(CaSO4) = [Ca2+][SO42–]

Если молекула электролита содержит несколько одинаковых ионов, то концентрации этих ионов, согласно закону действия масс*, должны быть возведены в соответствующие степени. Например:

PbI2 Pb2+ + 2 I–

ПР(PbI2) = [Pb2+][I–]2

Зная произведения растворимости, можно решать вопросы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях. Например, пусть диссоциация соли АВ происходит на два иона:

АВ А+ + В–

Обозначив растворимость через s (моль/л), получим [A+]=[B–]=s, ПР=[A+][B–]=s2. На практике чаще возникает обратная задача определения растворимости. Для соли, диссоциирующей на два иона, . Значения ПР можно найти в химических справочниках. Например,ПР(AgCl)=1,8·10–10, ПР(AgBr)=6·10–13, ПР(BaSO4)=1,1·10–10, ПР(HgS)=10–52. Если соль имеет общую формулу AB2, то она диссоциирует по уравнению:

AB2 A2+ + 2 B–

В этом случае [A2+]=s, [B–]=2s, ПР=[A2+][B–]2=s·(2s)2=4s3, .

Если фактическое произведение концентраций (ПС) ионов в некотором растворе превышает значение произведения растворимости, т.е. ПС>ПР, то раствор является пересыщенным *, и из него выпадает осадок. Условие растворения осадка (ненасыщенности раствора): ПС<ПР. Оба процесса идут с одинаковой скоростью, и система приходит в состояние равновесия при ПС=ПР (насыщенный раствор).

Чистая вода обладает незначительной электрической проводимостью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы:

h3O H+ + OH–

Такой процесс называется автопротолизом (самодиссоциацией). По величине электропроводности чистой воды можно вычислить концентрации ионов H+ и OH–. При 25°С они равны по 10–7 моль/л.

Выражение для константы диссоциации * воды имеет вид:

,

откуда [H+][OH–]=K[h3O]=Kw .

В воде и разбавленных водных растворах концентрацию воды можно считать постоянной: [h3O]=55,5 моль/л, поэтому Kw – константа. Выражение, полученное для Kw, показывает, что в воде и разбавленных водных растворах при постоянной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Она называется ионным произведением воды. При 25°С Kw=10–14.

В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, в щелочных – концентрация ионов OH–. Однако произведение этих молярныхконцентраций всегда остается постоянным. Если, например, к чистой воде добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода повысилась до 10–3 моль/л, то концентрация гидроксид-ионов станет равной 10–11 моль/л. Следовательно, если известна величина [H+], то однозначно определяется величина [OH–]. Поэтому степень кислотности или щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:

Нейтральный раствор [H+]=10–7 моль/л;

кислый раствор [H+]>10–7 моль/л;

щелочной раствор [H+]<10–7 моль/л.

Наиболее часто используют не концентрацию [H+], а ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком:

pH= –lg [H+]

Эта величина называется водородным показателем. Например, если [H+]=10–5 моль/л, то pH=5; если [H+]=10–9 моль/л, то pH=9. Отсюда следует, что в нейтральном растворе pH=7, в кислом растворе pH<7, в щелочном растворе pH>7. Иногда пользуются значением гидроксидного показателя pOH=–lg[OH–]. При 25°С выполняется равенство: pH+pOH=14.

Для многих процессов величина pH очень важна (для жизнедеятельности растений и животных – pH крови, почвенного раствора). Свойства природных вод, в частности их коррозионная активность, сильно зависят от pH.

 



infopedia.su

Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах » mozok.click

Электролитическая диссоциация кислот

При растворении в воде кислоты, соли и основания диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы). Определим характерные общие признаки диссоциации электролитов каждого класса соединений.

Кислоты, как вы помните, состоят из Гидрогена и кислотного остатка, соединенных ковалентной полярной связью. В предыдущем параграфе на примере растворения гидроген хлорида мы рассмотрели, как под действием молекул воды полярная связь превращается в ионную, и кислота распадается на катионы Гидрогена и хлорид-ионы.

Таким образом, с точки зрения теории электролитической диссоциации Аррениуса,

Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы Гидрогена и анионы кислотного остатка.

Подобно хлоридной кислоте протекает диссоциация и других кислот, например нитратной:

При диссоциации молекулы сульфатной кислоты число катионов Гидрогена вдвое превышает число анионов кислотного остатка — сульфат-ионов. Заряд аниона равен -2 (в формулах ионов записывают «2-»):

Названия анионов, образующихся при диссоциации кислот, совпадают с названиями кислотных остатков. Они приведены в таблице растворимости на форзаце.

Легко заметить, что при диссоциации различных кислот образуются различные анионы, но катионы только одного типа — катионы Гидрогена H+. Значит, именно катионы Гидрогена определяют характерные свойства кислот — кислый вкус, изменение окраски индикаторов, реакции с активными металлами, основными оксидами, основаниями и солями.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, отщепляя ионы Гидрогена последовательно, друг за другом. Например, в растворе сульфатной кислоты протекают следующие процессы:

Как видно из приведенных уравнений диссоциации многоосновной кислоты, анионы, образующиеся при ступенчатой диссоциации на первой стадии, содержат ионы Гидрогена. Это отражено в названии анионов: HSO- — гидрогенсульфат-ион.

Электролитическая диссоциация ортофосфатной кислоты проходит в три стадии:

Суммарное уравнение диссоциации ортофосфатной кислоты имеет вид:

Таким образом, каждой многоосновной кислоте соответствует несколько анионов, и все они одновременно присутствуют в растворе.

Обратите внимание, что в некоторых уравнениях диссоциации стоят двунаправленные стрелки. Что они означают, вы узнаете в следующем параграфе.

Электролитическая диссоциация оснований

Основания состоят из катионов металлического элемента и гидроксид-анионов. При диссоциации оснований эти ионы переходят в раствор. Число гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации, равно заряду иона металлического элемента. Таким образом, с точки зрения теории электролитической диссоциации

Основания — это электролиты, которые диссоциируют на катионы металлического элемента и гидроксид-анионы.

Рассмотрим уравнения диссоциации оснований на примере диссоциации натрий и барий гидроксидов:

При диссоциации оснований образуются анионы одного типа — гидроксид-ионы, определяющие все характерные свойства растворов щелочей: способность менять окраску индикаторов, реагировать с кислотами, кислотными оксидами и солями.

Электролитическая диссоциация солей

Соли образованы катионами металлического элемента и анионами кислотного остатка. При растворении солей в воде эти ионы переходят в раствор.

Соли — это электролиты, которые диссоциируют на катионы металлического элемента и анионы кислотного остатка.

Рассмотрим диссоциацию солей на примере диссоциации калий нитрата:

Аналогично диссоциируют и другие соли, например нитрат кальция и калий ортофосфат:

В уравнениях диссоциации солей заряд катиона по абсолютной величине равен степени окисления металлического элемента, а заряд аниона — сумме степеней окисления элементов в кислотном остатке. Например, купрум(П) сульфат распадается на ионы

а феррум(Ш) нитрат — на ионы

Заряд катионов металлических элементов в большинстве случаев можно определить по Периодической системе. Заряды катионов металлических элементов главных подгрупп обычно равны номеру группы, в которой расположен элемент:

Металлические элементы побочных подгрупп обычно образуют несколько ионов, например Fe2+, Fe3+.

Заряды кислотных остатков проще определять по числу ионов Гидрогена в составе молекулы кислоты, как вы это делали в 8 классе. Заряды некоторых кислотных остатков приведены в таблице растворимости на форзаце.

Обратите внимание, что в уравнениях диссоциации кислот, оснований и солей суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю, поскольку любое вещество является электронейтральным.

Ступенчатая диссоциация обусловливает возможность существования кислых и основных солей. Кислые соли содержат ионы Гидрогена, как кислоты. Именно поэтому такие соли называют кислыми. А в основных солях содержатся гидроксид-ионы, как в основаниях.

На первой стадии диссоциации сульфатной кислоты образуется гидрогенсульфат-ион HSO-, благодаря чему существуют кислые соли: NaHSO4 (натрий гидрогенсульфат), Al(HSO4)3 (алюминий гидрогенсульфат) и др. Для ортофосфатной кислоты также характерны кислые соли K2HPO4 (калий гидрогенортофосфат) или Kh3PO4 (калий дигидрогенортофосфат).

В растворах кислые соли диссоциируют в две стадии:

Кислые соли характерны только для многоосновных кислот, поскольку они диссоциируют ступенчато. Единственным исключением является одноосновная кислота — флуоридная. Благодаря водородным связям в растворе этой кислоты присутствуют частицы h3F2, и флуоридная кислота может образовывать кислую соль состава KHF2.

Некоторые нерастворимые гидроксиды образуют катионы, в которых имеется гидроксид-ион. Например, алюминий содержится в составе катиона AlOh3+, благодаря чему существует соль состава AlOHCl2 (алюминий гидроксохлорид). Такую соль называют основной.

Ключевая идея

Контрольные вопросы

100. Дайте определение кислотам, основаниям и солям с точки зрения теории электролитической диссоциации.

101. В чем особенность диссоциации многоосновных кислот по сравнению с одноосновными? Объясните на примере сульфатной кислоты.

Задания для усвоения материала

102. В результате диссоциации молекулы кислоты образовался ион с зарядом 3—. Сколько ионов Гидрогена при этом образовалось?

103. Составьте уравнения электролитической диссоциации кислот: карбонатной, бромидной, нитритной. Назовите образующиеся анионы.

104. Какие из приведенных кислот будут диссоциировать ступенчато: HCl, h3CO3, HNO3, h3S, h3SO3? Ответ подтвердите уравнениями реакций.

105. Составьте уравнения диссоциации солей: магний нитрата, алюминий хлорида, барий бромида, натрий карбоната, натрий ортофосфата.

106. Приведите по одному примеру солей, при диссоциации которых количеством вещества 1 моль образуется: а) 2 моль ионов; б) 3 моль ионов; в) 4 моль ионов; г) 5 моль ионов. Запишите уравнения диссоциации.

107. Запишите заряды ионов в веществах: a) Na2S, Na2SO4, Na3PO4, AlPO4;

б) NaHSO4, Mg(HSO4)2, CaHPO4, Ba(OH)2. Назовите эти вещества.

108. Составьте уравнения электролитической диссоциации веществ: калий гидроксида, барий сульфида, феррум(Ш) нитрата, магний хлорида, алюминий сульфата.

109. Составьте формулу вещества, при диссоциации которого образуются ионы Кальция и гидроксид-ионы.

110. Из перечня веществ выпишите отдельно электролиты и неэлектролиты: HCl, Ca, Cr2(SO4)3, Fe2O3, Mg(OH)2, CO2, Sr(OH)2, Sr(NO3)2, P2O5, h3O. Составьте уравнения диссоциации электролитов.

111. При диссоциации некоего нитрата образовался 1 моль катионов с зарядом 2+. Какое количество вещества нитрат-ионов при этом образовалось?

112. Составьте формулы и запишите уравнения диссоциации феррум(П) сульфата и феррум(Ш) сульфата. Чем отличаются эти соли?

113. Приведите по одному примеру уравнений диссоциации солей в соответствии со схемами (буквой М обозначен металлический элемент, а Х — кислотный остаток): а) МХ ^ М2+ + Х2-; б) МХ3 ^ М3+ + 3Х-;

в) М3Х ^ 3М+ + Х3-; г) М2Х3 ^ 2М3+ + 3Х2-.

114. В растворе присутствуют ионы K+, Mg2+, NO-, SO4-. Какие вещества растворили? Приведите два варианта ответа.

115*. Составьте уравнения диссоциации тех электролитов, которые образуют хлорид-ионы: CrCl3, KClO3, BaCl2, Ca(ClO)2, HClO4, MgOHCl.

 

Это материал учебника Химия 9 класс Григорович

 

mozok.click