Диссоциация кислот

Содержание
  1. Электролитическая диссоциация
  2. Теория электролитической диссоциации
  3. Диссоциация кислот, оснований, солей
  4. Степень диссоциации
  5. Амфотерные электролиты
  6. Ионные уравнения реакций
  7. Водородный показатель pH
  8. Примеры решения задач
  9. Химия / 9 класс: Урок №8: «Диссоциация кислот, оснований, солей»
  10. Конспект урока.
  11. Таблица констант диссоциации
  12. Таблица констант диссоциации кислот
  13. Таблица констант диссоциации оснований
  14. Тема №33 «Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах и реакции ионного обмена.» | CHEM-MIND.com
  15. Электролитические диссоциация и ассоциация
  16. Степень электролитической диссоциации
  17. Сильные и слабые электролиты
  18. Константа диссоциации
  19. Основные положения теории электролитической диссоциации
  20. Реакции ионного обмена
  21. Шпаргалка
  22. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации
  23. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
  24. ОПРЕДЕЛЕНИЯ ОСНОВАНИЙ, КИСЛОТ И СОЛЕЙ
  25. СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ
  26. Всё об электрической диссоциации кратко в одной таблице.
  27. Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних) – HIMI4KA
  28. Тренировочные задания
  29. Ответы

Электролитическая диссоциация

Диссоциация  кислот

Водные растворы некоторых веществ являются проводниками электрического тока. Эти вещества относятся к электролитам. Электролитами являются кислоты, основания и соли, расплавы некоторых веществ.

Растворы некоторых веществ в воде не проводят электрический ток. Такие вещества называют неэлектролитами. К ним относятся многие органические соединения, например сахар и спирты.

Теория электролитической диссоциации

Теория электролитической диссоциации была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом (1887 г.). Основные положения теории С. Аррениуса:

— электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы;

— под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к катоду (катионы), а отрицательно заряженные – к аноду (анионы);

— диссоциация – обратимый процесс

КА ↔ К+ + А−

Механизм электролитической диссоциации заключается в ион-дипольном взаимодействии между ионами и диполями воды (рис. 1).

Рис. 1. Электролитическая диссоциация раствора хлорида натрия

Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Аналогично диссоциация протекает у молекул, образованных по типу полярной ковалентной связи (характер взаимодействия – диполь-дипольный).

Диссоциация кислот, оснований, солей

При диссоциации кислот всегда образуются ионы водорода (H+), а точнее – гидроксония (H3O+), которые отвечают за свойства кислот (кислый вкус, действие индикаторов, взаимодействие с основаниями и т.д.).

HNO3 ↔ H+ + NO3−

При диссоциации оснований всегда образуются гидроксид-ионы водорода (OH−), ответственные за свойства оснований (изменение окраски индикаторов, взаимодействие с кислотами и т.д.).

NaOH ↔ Na+ + OH−

Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или катион аммония NH4+) и анионы кислотных остатков.

CaCl2 ↔ Ca2+ + 2Cl−

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато.

H2SO4 ↔ H+ + HSO4− (I ступень)

HSO4− ↔ H+ + SO42- (II ступень)

Ca(OH)2 ↔ [CaOH]+ + OH− (I ступень)

[CaOH]+ ↔ Ca2+ + OH−

Степень диссоциации

Среди электролитов различают слабые и сильные растворы. Чтобы охарактеризовать эту меру существует понятие и величина степени диссоциации (). Степень диссоциации – отношение числа молекул, продиссоциировавших на ионы к общему числу молекул. часто выражают в %.

= N’ / N

К слабым электролитам относятся вещества, у которых в децимолярном растворе (0,1 моль/л) степень диссоциации меньше 3%.

К сильным электролитам относятся вещества, у которых в децимолярном растворе (0,1 моль/л) степень диссоциации больше 3%.

Растворы сильных электролитов не содержат непродиссоциировавших молекул, а процесс ассоциации (объединения) приводит к образованию гидратированных ионов и ионных пар.

На степень диссоциации оказывают особое влияние природа растворителя, природа растворенного вещества, температура (у сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации снижается, а у слабых – проходит через максимум в области температур 60oС), концентрация растворов, введение в раствор одноименных ионов.

Амфотерные электролиты

Существуют электролиты, которые при диссоциации образуют и H+, и OH− ионы. Такие электролиты называют амфотерными, например: Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и т.д.

H++RO− ↔ ROH ↔ R+ + OH−

Ионные уравнения реакций

Реакции в водных растворах электролитов – это реакции между ионами – ионные реакции, которые записывают с помощью ионных уравнений в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах. Например:

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 ↓ + 2NaCl (молекулярная форма)

Ba2+ + 2Cl− + 2Na+ + SO42- = BaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl− (полная ионная форма)

Ba2+ + SO42- = BaSO4 ↓ (сокращенная ионная форма)

Водородный показатель pH

Вода – слабый электролит, поэтому процесс диссоциации протекает в незначительной степени.

H2O ↔ H+ + OH−

К любому равновесию можно применить закон действующих масс и записать выражение для константы равновесия:

K = [H+][OH−]/[H2O]

Равновесная концентрация воды – величина постоянная, слеовательно.

K[H2O] = [H+][OH−] = KW

Кислотность (основность) водного раствора удобно выражать через десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем (рН):

рН = — lg[H+]

Если раствор нейтральный, то [H+]=[OH−] =10-7, рН =7.

Если среда кислая [H+] > 10-7, рН < 7.

Если среда щелочная [H+] < 10-7, рН > 7

Примеры решения задач

Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/ximiya/11-klass/elektroliticheskaya-dissociaciya/

Химия / 9 класс: Урок №8: «Диссоциация кислот, оснований, солей»

Диссоциация  кислот

     Цель:   сформировать понятие о процессе электролитической диссоциации кислот, оснований, солей, продолжить формирование знаний об электролитах и неэлектролитах.

     Ссылка на видеоурок:  

m_Qg5kRvMI0

Конспект урока.

     По характеру ионов, образующихся при диссоциации электролитов, различают три типа электролитов: кислоты, основания, соли.

     Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые образуются при диссоциации электролитов. Поэтому важно помнить, какие ионы образуются при диссоциации электролитов различных типов. Рассмотрим кислоты с точки зрения электролитической диссоциации. При диссоциации соляной кислоты образуются катион водорода и хлорид-ион:

HCl = H+ + Cl-

     При диссоциации серной кислоты образуются два катиона водорода и сульфат-анион:

H2SO4 = 2H+ + SO4.2-

     Все рассмотренные уравнения имеют сходство в том, что при диссоциации любой кислоты образуются катион водорода и анион кислотного остатка.

     С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка. Поэтому общие характерные свойства кислот (кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др.) обусловлены наличием катионов водорода.

     Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

     Многоосновные кислоты  диссоциируют  ступенчато (только для сильных кислот диссоциация легко проходит по всем ступеням и записывается в одну стадию). Количество ступеней диссоциации многоосновных кислот равно количеству атомов водорода в молекуле кислоты.

     Рассмотрим ступенчатую диссоциацию на примере фосфорной кислоты H3PO4. Фосфорная кислота является трёхосновной, так как содержит три атома водорода. Поэтому у неё может быть три ступени диссоциации. На каждой ступени образуются один катион водорода и анион кислотного остатка. К названиям анионов кислотного остатка, содержащим в составе водород, добавляется приставка гидро-.

     1-я ступень —образование дигидрофосфат-ионов:

      H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4-

     2-я ступень —образование гидросфат-ионов:

      H2PO4-⇄ H+ + HPО4;2-

     3-я ступень — образование фосфат-ионов:

      HPO4 2-⇄ H+ + PO4 3-

     Диссоциация электролитов по второй ступени происходит намного слабее, чем по первой. Диссоциация по третьей ступени при обычных условиях почти не происходит. В уравнениях электролитической диссоциации сильных электролитов ставится знак равенства, слабых электролитов — знак обратимости.  Общая сумма зарядов в левой части уравнения равна общей сумме зарядов в правой части уравнения.

     Проанализируем уравнения диссоциации сильных оснований (щелочей). При диссоциации гидроксида калия образуются катион калия и гидроксид-ион:

KOH = K+ + OH-

     При диссоциации гидроксида кальция образуются катион кальция и гидроксид-ионы:

Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH-.

     С точки зрения теории  электролитической  диссоциации основаниями являются электролиты, которые при диссоциаци образуют катионы металла и гидроксид-анионы OH−.

Все основания объединяет то, что они при диссоциации обязательно образуют гидроксид-ионы. Поэтому общие характерные свойства оснований (мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др.

) обусловлены наличием гидроксид-ионов OH-.

     Основания — это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

     Слабые основания, содержащие в своём составе несколько групп ОН-, диссоциируют ступенчато.

     Рассмотрим соли с точки зрения электролитической диссоциации.

     Особенностью солей является то, что они имеют ионные химические связи. При диссоциации в водном растворе легко происходит образование гидратированных ионов. Поэтому соли не диссоциируют по ступеням. Соли диссоциируют сразу полностью, а не ступенчато.

     Проанализируем уравнения диссоциации солей. При диссоциации нитрата натрия образуются катион натрия и нитрат-ион: 

NaNO3 = Na+ +  NO3 –

     При диссоциации фосфата калия образуются катионы калия и фосфат-ион: 

K3 PO4= 3K+ +  PO43-.

     При диссоциации хлорида аммония образуются катион аммония и хлорид-ион:        NH4Cl =  NH4++  Cl-.

     Все рассмотренные уравнения сходны в том, что образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков.

     Соли электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла (или катион аммония NH4 +) и анионы кислотных остатков. Свойства солей обусловлены как катионами металла, так и анионами кислотного остатка.

Пропустить Навигация

Источник: https://edu.gospmr.org/mod/page/view.php?id=4652

Таблица констант диссоциации

Диссоциация  кислот

В таблице приведены константы диссоциации неорганических кислот и оснований в водных растворах.

Константы диссоциации веществ, способных диссоциировать как по типу кислоты, так и по типу основания, приводятся соответственно в двух таблицах («Кислоты», «Основания»).

Что такое диссоциация описано в статье.

Таблица констант диссоциации кислот

КислотаФормулаТ,°СКарКа
Азотистая (0,5 М)HNO2184·10-43,4
ПероксомоноосмиеваяH2ОsО5188·10-1312,1
АзотнаяHNO3254,36·10-1,64
ОдовянистаяH2SnО2186·10-817,2
АзотноватистаяH2N2O2182·10-8 210-127,7 11,7
Оловянная (мета)H2SnО3254·10-109,4
АзотоводороднаяHN3202,09·10-54,68
ПероксодифосфорнаяH4P2О8256,61·10-6 2,09·10-85,18 7,68
Алюминиевая (мета)  НАlO2  184·10-1312,4
256·10-1312,22
РениеваяHReО42517,78-1,25
СвинцовистаяН2РbО2182·10-1615,7
Борная (мета)Н3ВО2187,5·10-109,12
СеленистаяH2SeО3253,5·10-3 5 ·10-82,26 7,3
Таблица 1. Константы диссоциации кислот
КислотаФормулаТ,°СКарКа
Борная (орто)  Н3ВОз  255,8·10-109,24
201,8·1013 1,6·10-1412,74 13,80
СеленоводороднаяH2Se181,7·10-4 1·10-113,77 11,0
СеленоваяH2SeО4251·103 1,2·10 2-3 1,9
БромоводороднаяНВr251·109– 9
СеленоциановаяHSeCN252,19·10-21,66
БромноватаяНВrO3182·10-10,7
СернаяH2SО4251 ·103 1,2·10-2-3 1,9
БромноватистаяНВrО252,06·10-98,7
СернистаяH2SО3251,58·10-2 6,3·10-81,8 7,2
Ванадиевая (орто)Н3VО4253,24·10-5 1,12·10-9 7,41·10-24,49 8,95 11,13
СероводороднаяH2S256·10-8 1·10-147,2 14,0
ВольфрамоваяH2WО4256,3·10-54,2
СульфаминоваяNH2SО2OH259,77·10-21,01
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)
КислотаФормулаТ,°СКарКа
Галлиевая (орто)H3GaО3185·10-11 2·10-1210,3 11,7
Супероксид водородаHО2256,3·10-32,2
ГексагидроксосурьмянаяH[Sb(OH)6]254·10-54,4
Сурьмяная (орто)H3SbО4184·10-54,4
Гексацианоферрат(И) водорода (железистосинеродистая)H4[Fe(CN)6]  181·10-33,0
255,6·10 -54,25
Сурьмянистая (мета)HSbО2181·10-1111,0
ТеллуристаяH2TeО3253·10-3 2·10-82,5 7,7
Германиевая (мета)H2GeО3251,7·10-9 1,9·10-138,77 12,72
ТелуроводороднаяH2Te251,0·10-33,0
Германиевая (орто)H4GeО4251,7·10-9 2·10-38,78 12,7
Теллуровая (мета)  H2TeО4  252,29·10-87,64
186,46·10-1211,19
Гипофосфорная (дифосфорноватая)H4P2O6  25  6,31·10-32,2
1,55·10-3 5,37·10-8 9,33·10-112,81 7,27 10,03
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)
КислотаФормулаТ,°СКарКа
Гидросернистая (дитионистая)H2S2O4184·10-32,4
Теллуровая(орто)H6TeО6252· 10-8 1,1·10-11 1·10-157,70 10,95 15
ТетраборнаяH2B4О72510-4 109-4 -9
ДимолибденоваяH2Mo2О7259,55·10-65,02
ТетрафтороборнаяH[BF4]252,63 · 103-2,58
ДитионоваяH2S2O6256,3·10-1 4,0·10-40,2 3,4
ТехнециеваяHTcО4182,29·10-10,64
Дифосфорная  H4P2O7  181,4·10-10,85
251,1·10-2 2,1·10-7 4,1·10-101,95 6,68 9,39
ТиосернаяH2S2О3252,2·10-1 2,8·10-20,66 1,56
Тиоциановая (родановодородная)HSCN181,4·10-10,85
ДихромоваяH2Cr2О7252,3·10-21,64
ТрифосфорнаяH5P3O10251,26·10-1 8,13·10-5 1,05·10-7 1,17·10-100,9 4,09 6,98 9,93
ИодоводороднаяHI251·10-11-11
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)
КислотаФормулаТ,°СКарКа
ТритиоугольнаяH2CS3202,09·10-3 6,03·10-92,68 8,22
Йодная (орто)  H5IО6  253,09·10-2 7,08·10-91,51 8,15
162,5·10-1312,60
Угольная (истинная константа)H2CО3251,32·10-43,88
Угольная (кажущиеся константы)H2CО3254,45·10-7 4,69·10-116,35 10,33
Йодная (мета)HIO4252,3·10-21,64
ФосфористаяH3PО3251,6·10-2 6,3 ·10-71,80 6,2
Йодноватая  HIO3  181,9·10-10,72
251,7·10-10,77
Фосфорная (орто)H3PO4257,52·10-3 6,31·10-8 1,26·10-122,12 7,20 11,9
ФосфорноватистаяH3PO2257,9·10-21,1
ИодноватистаяHIO252,29·10-1110,64
ФтороводороднаяHF256,61·10-43,18
Кремниевая (орто)  H4SiО4  252·10-109,7
302·10-12 1·10-12 1·10-1211,7 12,0 12,0
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)
КислотаФормулаТ,°СКарКа
Фтороводородная (димер)H2F2252,63·10-32,58
ФторофосфорнаяH2[PO3F]252,8·10-1 1,6·10-50,55 4,80
Кремниевая (мета)H2SiО3182,2·10-10 1,6·10-129,66 11,80
ХлористаяHC1О2185·10-32,3
КсеноноваяH4XeО6251·10-2 1·10-6 1·10-112 6 11
Хлороводородная (соляная)HCl251·107-7
МарганцовистаяH2MnО4257,1·10-1110,15
ХлорноватистаяHC1О255,01·10-87,3
МарганцоваяHMnО4252·102-2,3
ХлорсульфоноваяClSO3H202,69·1010-10,43
МолибденоваяH2MoО4181·10-66,0
ХромоваяН2СrO4251·10 3,16·10-7-1 6,50
Мышьяковая (орто)  H3AsО4  255,98·10-3 1,05·10-72,22 6,98
183,89·10-1211,41
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)
КислотаФормулаТ,°СКарКа
Циановодородная (синильная)HCN257,9·10-109,1
ЦиановаяHCNO181,2·10-43,92
Мышьяковистая (орто)  H3AsО3  25610-109,2
161,7·10-1413,77
1,3,5-Триазин-2,4,6-триолH3C3N3O3251,8 ·10-76,75
ЦиклотриметафосфорнаяH3P3O9258,91 ·10-32,05
Мышьяковистая (мета)HAsО2256·10-109,2
ЦиклотетраметафосфорнаяH4P4O12251,66· 10-32,78
Пероксид водорода  H2О2  302,63·10-1211,58
181·10-2525,0
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)

Таблица констант диссоциации оснований

ОснованиеФормулаТ,°СКbрКb
Алюминия гидроксидАl(ОН)3251,38·10-98,86
Аммиака гидрат (истинная константа)NH3 · Н2О256,3·10-54,20
Аммиака гидрат (кажущаяся константа)NH3 ·Н2О251,79·10-54,75
Бария гидроксидВа(ОН)2252,3·10-10,64
Ванадия(III) гидроксидV(OH)3258,3·10-1211,08
Галлия(III) гидроксидGa(OH)3181,6·10-1110,8
4· 10-1211,4
Гидразина гидратN2H4H2О251,2·10-65,9
Гидроксиламина гидратNH2OH · H2 О259,33 · 10-98,03
Железа(II) гидроксидFe(OH)2251,3·10-43,89
Железа(III) гидроксидFe(OH)3251,82·10-11 1,35·10-1210,74 11,87
Кадмия(II) гидроксидCd(OH)2305,0·10-32,30
Кальция гидроксидCa(OH)2254,3 · 10-21,37
Кобальта(II) гидроксидCo(OH)2254·10-54,4
Лантана(Ш) гидроксидLa(OH)3255,0·10-43,30
Лития гидроксидLiOH256,75·10-10,17
Магния гидроксидMg(OH)2252,5·10-32,60
Марганца(II) гидроксидMn(OH)2305,0·10-43,30
Меди(II) гидроксидСu(ОН)2253,4 ·10-76,47
Натрия гидроксидNaOH255,9-0,77
Никеля(II) гидроксидNi(OH)2302,5 ·10-54,60
Плутония(IV) гидроксидPu(OH)4253,2 ·10-1312,49
Ртути(II)гидроксидHg(OH)2254,0·10-12 5,0·10-1111,40 10,30
Свинца(II) гидроксидPb(OH)2259,6·10-43,02
Серебра(I) гидроксидAgOH251,1 ·10-43,96
Скандия(III) гидроксидSc(OH)3257,6·10-109,12
Стронция гидроксидSr(OH)2251,50·10-10,82
Тадлия(I) гидроксидTlOH25>101

Источник: https://k-tree.ru/spravochnik/himiya/konstanti_dissociacii

Тема №33 «Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах и реакции ионного обмена.» | CHEM-MIND.com

Диссоциация  кислот

Из уроков физики известно, что растворы од­них веществ способны проводить электрический ток, а других — нет.

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

Вещества, растворы кото­рых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами. Например растворы сахара, спирта, глюкозы и некоторых других веществ не проводят элек­трический ток.

Электролитические диссоциация и ассоциация

Почему же растворы элек­тролитов проводят электри­ческий ток?

Шведский ученый С. Ар­рениус, изучая электропро­водность различных веществ, пришел в 1877 г. к выводу, что причиной электропровод­ности является наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролита в воде.

Процесс распада электролита на ионы называ­ется электролитической диссоциацией.

С. Аррениус, который придерживался физиче­ской теории растворов, не учитывал взаимодей­ствия электролита с водой и считал, что в раство­рах находятся свободные ионы. В отличие от него русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяков- ский применили к объяснению электролитической диссоциации химическую теорию Д. И.

Менделеева и доказали, что при растворении электролита про­исходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. Они считали, что в растворах находятся не свободные, не «голые» ионы, а гидратированные, т. е.

«одетые в шубку» из молекул воды.

Молекулы воды представляют собой диполи (два полюса), так как атомы водорода расположены под углом 104,5°, благодаря чему молекула имеет угло­вую форму. Молекула воды схематически представ­лена ниже.

Как правило, легче всего диссоциируют веще­ства с ионной связью и, соответственно, с ионной кристаллической решеткой, так как они уже состо­ят из готовых ионов. При их растворении диполи во­ды ориентируются противоположно заряженными концами вокруг положительных и отрицательных ионов электролита.

Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В ре­зультате связь между ионами ослабевает, и про­исходит переход ионов из кристалла в раствор. Очевидно, что последовательность про­цессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей и щелочей), будет такой:

1) ориентация молекул (диполей) воды около ио­нов кристалла;

2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла;

3) диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно происходящие процессы можно от­разить с помощью следующего уравнения:

Аналогично диссоциируют и электролиты, в мо­лекулах которых ковалентная связь (например, мо­лекулы хлороводорода HCl, смотри ниже); только в этом случае под влиянием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ион­ную; последовательность процессов, происходящих при этом, будет такой:

1) ориентация молекул воды вокруг полюсов моле­кул электролита;

2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с молекулами электролита;

3) ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную);

4) диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

Схема электролитической диссоциации хлорида натрия на гидратированные ионы

Упрощенно процесс диссоциации соляной кис­лоты можно отразить с помощью следующего урав­нения:

Следует учитывать, что в растворах электро­литов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. Ассоциация в растворах происходит параллельно с диссоциацией, поэтому в уравнени­ях реакций ставят знак обратимости.

Схема электролитической диссоциации полярной молекулы хлороводорода на гидратированные ионы

Свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных.

Например, негидрати­рованный ион меди Cu2+ — белый в безводных кри­сталлах сульфата меди (II) и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т. е. связан с молекулами во­ды Cu2+ • nH2O.

Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды.

Степень электролитической диссоциации

В растворах электролитов наряду с ионами при­сутствуют и молекулы. Поэтому растворы электро­литов характеризуются степенью диссоциации, ко­торая обозначается греческой буквой а («альфа»).

Степень диссоциации — это отношение числа частиц, распавшихся на ионы (Ng), к общему числу растворенных частиц (Np).

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях или про­центах. Если а = 0, то диссоциация отсутствует, а если а = 1, или 100 %, то электролит полностью распадается на ионы.

Различные электролиты име­ют различную степень диссоциации, т. е. степень диссоциации зависит от природы электролита.

Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается.

По степени электролитической диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты — это электролиты, кото­рые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов зна­чение степени диссоциации стремится к единице.

К сильным электролитам относятся:

1) все растворимые соли;

2) сильные кислоты, например: H2SO4, HCl, HNO3;

3) все щелочи, например: NaOH, KOH.

Слабые электролиты — это такие электроли­ты, которые при растворении в воде почти не дис­социируют на ионы. У таких электролитов значе­ние степени диссоциации стремится к нулю.

К слабым электролитам относятся:

1) слабые кислоты — H2S, H2CO3, HNO2;

2) водный раствор аммиака NH3 • H2O;

3) вода;

4) некоторые соли.

Константа диссоциации

В растворах слабых электролитов вследствие их неполной диссоциации устанавливается динамичес­кое равновесие между недиссоциированными моле­кулами и ионами. Например, для уксусной кислоты:

Можно применить к этому равновесию закон действующих масс и записать выражение констан­ты равновесия:

Константу равновесия, характеризующую про­цесс диссоциации слабого электролита, называют константой диссоциации.

Константа диссоциации характеризует способ­ность электролита (кислоты, основания, воды) диссо­циировать на ионы. Чем больше константа, тем лег­че электролит распадается на ионы, следовательно, тем он сильнее. Значения констант диссоциации для слабых электролитов приводятся в справочниках.

Основные положения теории электролитической диссоциации

1. При растворении в воде электролиты диссо­циируют (распадаются) на положительные и отри­цательные ионы.

Ионы — это одна из форм существования хими­ческого элемента. Например, атомы металла натрия Na0 энергично взаимодейству­ют с водой, образуя при этом щелочь (NaOH) и водород Н2, в то время как ионы натрия Na+ таких продуктов не обра­зуют. Хлор Cl2 имеет желто­зеленый цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора Cl— бесцветны, не ядовиты, лишены запаха.

Ионы — это положительно или отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов одного или нескольких химических элементов в результате отдачи или присоединения электронов.

В растворах ионы беспорядочно передвигаются в различных направлениях.

По составу ионы делятся на простые — Cl—, Na+ и сложные — NH4+, SO2—.

2. Причиной диссоциации электролита в вод­ных растворах является его гидратация, т. е. взаи­модействие электролита с молекулами воды и раз­рыв химической связи в нем.

В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами во­ды, ионы. Следовательно, по наличию водной обо­лочки ионы делятся на гидратированные (в раствоpax и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях).

3. Под действием электрического тока положитель­но заряженные ионы движутся к отрицательному по­люсу источника тока — катоду и поэтому называют­ся катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу ис­точника тока — аноду и по­этому называются анионами.

Следовательно, существу­ет еще одна классификация ионов — по знаку их заряда.

Сумма зарядов катионов (Н+, Na+, NH4+, Cu2+) равна сумме зарядов анионов (Cl—, OH—, SO42-), вследствие че­го растворы электролитов (HCl, (NH4)2SO4, NaOH, CuSO4) остаются электронейтральными.

4. Электролитическая диссоциация — процесс обратимый для слабых электролитов.

Наряду с процессом диссоциации (распад элек­тролита на ионы) протекает и обратный процесс — ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравне­ниях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

5. Не все электролиты в одинаковой мере диссо­циируют на ионы.

Степень диссоциации зависит от природы элек­тролита и его концентрации. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

Реакции ионного обмена

Свойства растворов слабых электролитов об­условлены молекулами и ионами, образовавшими­ся в процессе диссоциации, которые находятся в динамическом равновесии друг с другом.

Запах уксусной кислоты обусловлен наличием молекул CH3COOH, кислый вкус и изменение окра­ски индикаторов связаны с наличием в растворе ионов H+.

Свойства растворов сильных электролитов опре­деляются свойствами ионов, которые образуются при их диссоциации.

Например, общие свойства кислот, такие как кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др., обусловлены наличи­ем в их растворах катионов водорода (точнее, ионов оксония H3O+).

Общие свойства щелочей, такие как мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др.

связаны с присутствием в их рас­творах гидроксид-ионов OH—, а свойства солей — с распадом их в растворе на катионы металла (или аммония) и анионы кислотных остатков.

Согласно теории электролитической диссоциа­ции все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Этим обуслов­лена высокая скорость многих химических реак­ций в растворах электролитов.

Реакции, протекающие между ионами, называ­ют ионными реакциями, а уравнения этих реак­ций — ионными уравнениями.

Реакции ионного обмена в водных растворах мо­гут протекать:

1. Необратимо, до конца.

2. Обратимо, то есть протекать одновременно в двух противоположных направлениях. Реакции обмена между сильными электролита­ми в растворах протекают до конца или практи­чески необратимы, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества:

а) нерастворимые;

б) малодиссоциирующие (слабые электролиты);

в) газообразные.

Приведем несколько примеров молекулярных и сокращенных ионных уравнений:

Реакция необратима, т. к. один из ее про­дуктов — нерастворимое вещество.

Реакция нейтрализации необратима, т. к. об­разуется малодиссоциирующее вещество — вода.

Реакция необратима, т. к. образуется газ CO2 и малодиссоциирующее вещество — вода.

Если среди исходных веществ и среди продуктов реакции имеются слабые электролиты или мало­растворимые вещества, то такие реакции являются обратимыми, т. е. до конца не протекают.

В обратимых реакциях равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ.

Например:

Равновесие смещается в сторону образования более слабого электролита — H2O. Однако до конца такая реакция протекать не будет: в растворе оста­ются недиссоциированные молекулы уксусной кис­лоты и гидроксид-ионы.

Если исходные вещества — сильные электро­литы, которые при взаимодействии не образуют нерастворимых или малодиссоциирующих веществ или газов, то такие реакции не протекают: при сме­шивании растворов образуется смесь ионов.

Шпаргалка

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева Таблица растворимости

Источник: http://www.chem-mind.com/2017/04/23/%D1%82%D0%B5%D0%BC%D0%B0-%E2%84%9633-%D1%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BB%D0%B8%D1%82%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B0%D1%8F-%D0%B4%D0%B8%D1%81%D1%81%D0%BE%D1%86%D0%B8%D0%B0%D1%86/

Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации

Диссоциация  кислот

Ключевые слова конспекта: электролитическая диссоциация, теория, электролиты, неэлектролиты, определения основаниям, кислотам и солям как электролитам, степень диссоциации, степень электролитической диссоциации.

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Электрический ток – это направленное движение заряженных частиц. В металлах такое направленное движение осуществляется за счёт относительно свободных электронов. Но проводить электрический ток могут не только металлы.

Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

Почему же электролиты проводят электрический ток?

В 1887 г. шведский учёный Сванте Аррениус сформулировал положения теории электролитической диссоциации. Основная идея этой теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Электропроводность электролитов обусловлена именно наличием в растворе свободных ионов, которые и являются носителями зарядов.

В дальнейшем теория электролитической диссоциации совершенствовалась. Современная теория водных растворов электролитов, кроме теории С. Аррениуса, включает в себя представления о гидратации ионов (И. А. Каблуков, В. А. Кистяковский) и теорию сильных электролитов (П. Й. Дебай, Э. А. Хюккель, 1923 г.).

Основными положениями теории электролитической диссоциации являются следующие:

  1. Электролиты в растворах под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Такой процесс называется электролитической диссоциацией. Диссоциация также может происходить при плавлении твёрдых электролитов (термическая диссоциация электролитов).
  2. Ионы отличаются от атомов по составу и по свойствам. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии. Ионы в гидратированном состоянии отличаются по свойствам от ионов в газообразном состоянии вещества.
  3. В растворах или расплавах электролитов ионы движутся хаотично, но при пропускании через раствор или расплав электролита электрического тока ионы движутся направленно: катионы – к катоду, анионы – к аноду.

ОПРЕДЕЛЕНИЯ ОСНОВАНИЙ, КИСЛОТ И СОЛЕЙ

В свете теории электролитической диссоциации можно дать определения основаниям, кислотам и солям как электролитам.

Основания – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид анионов – гидроксид-анионы OH–:

КОН = К+ + OH–
Са(ОН)2 = Са2+ + 2 OH–

Кислоты – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид катионов – катионы водорода Н+ (точнее – катионы гидроксония H3O+).

Катион гидроксония образуется при взаимодействии Н+ с молекулой H2O. В результате образуется ещё одна ковалентная связь кислорода с водородом по донорно-акцепторному механизму:

Н+ + H2O = H3O+

Примеры диссоциации кислот:

НCl = Н+ + Cl–   или   НCl + H2O = H3O+ + Cl–
НСlO4 = Н+ + СlO4–    или   НСlO4 + H2O = H3O+ + СlO4–

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Суммарное уравнение: H2SO4 + 2Н2О = 2H3O+ + SO4

Соли – это электролиты, диссоциирующие в водном растворе на катионы металлов и анионы кислотного остатка.

Средние соли диссоциируют с образованием только катионов металла и анионов кислотного остатка. Например:

Соли аммония вместо катиона металла содержат катион аммония. Например:

NH4Cl = NH4+ + Cl–

Основные соли диссоциируют с образованием катионов металла, анионов ОН– и анионов кислотного остатка:

Суммарное уравнение: AlOНCl2 = Al3+ + ОН– + 2Cl–

Кислые соли диссоциируют с образованием катионов металла, катионов водорода (гидроксония) и анионов кислотного остатка. Например:

Суммарное уравнение: Са(НСO3)2 + 2H2O = Са2+ + 2H3O+ + 2СО32–

Двойные соли – соли, в результате диссоциации которых образуются катионы нескольких металлов (или аммония и какого–либо металла) и анионы одного кислотного остатка. Например, сульфат калия–хрома (хромокалиевые квасцы):

KCr(SO4)2 = К+ + Cr3+ + 2SO42–

Смешанные соли – соли, в результате диссоциации которых образуются катионы какого-либо металла и анионы нескольких кислотных остатков. Например, хлорид-гипохлорит кальция (хлорная известь):

СаСlOCl = Са2+ + Cl– + СlO–

При растворении одних электролитов диссоциация происходит практически полностью. Такие электролиты называют сильными. При растворении других электролитов диссоциация происходит в незначительной мере, их называют слабыми.

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ

Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации (α) – отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы (nрасп.), к количеству вещества электролита, поступившего в раствор (nобщ.):

Степень диссоциации также выражают в процентах, тогда 0% < α < 100%.

Степень электролитической диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации в растворе и температуры. С разбавлением и с повышением температуры степень электролитической диссоциации возрастает.

Оценить силу различных электролитов можно, сравнивая степень их электролитической диссоциации при одинаковых условиях:

Всё об электрической диссоциации кратко в одной таблице.

Всё об электрической диссоциации кратко в одной таблице.

Конспект урока «Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации».

Следующая тема: «Реакции ионного обмена. Ионное уравнение».

Источник: https://uchitel.pro/%D1%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BB%D0%B8%D1%82%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B0%D1%8F-%D0%B4%D0%B8%D1%81%D1%81%D0%BE%D1%86%D0%B8%D0%B0%D1%86%D0%B8%D1%8F-%D1%81%D1%82%D0%B5%D0%BF/

Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних) – HIMI4KA

Диссоциация  кислот
ОГЭ 2018 по химии › Подготовка к ОГЭ 2018

Катионами называют положительно заряженные ионы.

Анионами называют отрицательно заряженные ионы.

В процессе развития химии понятия «кислота» и «основание» претерпели серьёзные изменения.

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называют электролиты, при диссоциации которых образуются ионы водорода H+, а основаниями — электролиты, при диссоциации которых образуются гидроксид-ионы OH–. Эти определения в химической литературе известны как определения кислот и оснований по Аррениусу.

В общем виде диссоциацию кислот представляют так:

где A– — кислотный остаток.

Такие свойства кислот, как взаимодействие с металлами, основаниями, основными и амфотерными оксидами, способность изменять окраску индикаторов, кислый вкус и т. д.

, обусловлены наличием в растворах кислот ионов H+. Число катионов водорода, которые образуются при диссоциации кислоты, называют её основностью.

Так, например, HCl является одноосновной кислотой, H2SO4 — двухосновной, а H3PO4 — трёхосновной.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, например:

От образовавшегося на первой ступени кислотного остатка H2PO4– последующий отрыв иона H+ происходит гораздо труднее из-за наличия отрицательного заряда на анионе, поэтому вторая ступень диссоциации протекает гораздо труднее, чем первая. На третьей ступени протон должен отщепляться от аниона HPO42–, поэтому третья ступень протекает лишь на 0,001%.

В общем виде диссоциацию основания можно представить так:

где M+ — некий катион.

Такие свойства оснований, как взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами, амфотерными гидроксидами и способность изменять окраску индикаторов, обусловлены наличием в растворах OH–-ионов.

Число гидроксильных групп, которые образуются при диссоциации основания, называют его кислотностью. Например, NaOH — однокислотное основание, Ba(OH)2 — двухкислотное и т. д.

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато, например:

Большинство оснований в воде растворимо мало. Растворимые в воде основания называют щелочами.

Прочность связи М—ОН возрастает с увеличением заряда иона металла и увеличением его радиуса.

Поэтому сила оснований, образуемых элементами в пределах одного и того же периода, уменьшается с возрастанием порядкового номера.

Если один и тот же элемент образует несколько оснований, то степень диссоциации уменьшается с увеличением степени окисления металла. Поэтому, например, у Fe(OH)2 степень основной диссоциации больше, чем у Fe(OH)3.

Электролиты, при диссоциации которых одновременно могут образовываться катионы водорода и гидроксид-ионы, называют амфотерными. К ним относят воду, гидроксиды цинка, хрома и некоторые другие вещества. Их полный перечень приведён в уроке 6, а их свойства рассмотрены в уроке 16.

Солями называют электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также катион аммония NH4+) и анионы кислотных остатков.

Химические свойства солей будут описаны в уроке 18.

Тренировочные задания

1. К электролитам средней силы относится

1) H3PO4
2) H2SO4
3) Na2SO4
4) Na3PO4

2. К сильным электролитам относится

1) KNO3
2) BaSO4
4) H3PO4
3) H2S

3. Сульфат-ион в значительном количестве образуется при диссоциации в водном растворе вещества, формула которого

1) BaSO4
2) PbSO4
3) SrSO4
4) K2SO4

4. При разбавлении раствора электролита степень диссоциации

1) остается неизменной 2) понижается 3) повышается

4) с начала повышается, потом понижается

5. Степень диссоциации при нагревании раствора слабого электролита

1) остается неизменной 2) понижается 3) повышается

4) с начала повышается, потом понижается

6. Только сильные электролиты перечислены в ряду:

1) H3PO4, K2SO4, KOH
2) NaOH, HNO3, Ba(NO3)2
3) K3PO4, HNO2, Ca(OH)2
4) Na2SiO3, BaSO4, KCl

7. Водные растворы глюкозы и сульфата калия соответственно являются:

1) с ильным и слабым электролитом 2) неэлектролитом и сильным электролитом 3) слабым и сильным электролитом

4) слабым электролитом и неэлектролитом

8. Степень диссоциации электролитов средней силы

1) больше 0,6 2) больше 0,3 3) лежит в пределах 0,03—0,3

4) менее 0,03

9. Степень диссоциации сильных электролитов

1) больше 0,6 2) больше 0,3 3) лежит в пределах 0,03—0,3

4) менее 0,03

10. Степень диссоциации слабых электролитов

1) больше 0,6 2) больше 0,3 3) лежит в пределах 0,03—0,3

4) менее 0,03

11. Электролитами являются оба вещества:

1) фосфорная кислота и глюкоза 2) хлорид натрия и сульфат натрия 3) фруктоза и хлорид калия

4) ацетон и сульфат натрия

12. В водном растворе фосфорной кислоты H3PO4 наименьшая концентрация частиц

1) H3PO4
2) H2PO4–
3) HPO42–
4) PO43–

13. Электролиты расположены в порядке увеличения степени диссоциации в ряду

1) HNO2, HNO3, H2SO3
2) H3PO4, H2SO4, HNO2
3) HCl, HBr, H2O
4) CH3COOH, H3PO4, Na2SO4

14. Электролиты расположены в порядке уменьшения степени диссоциации в ряду

1) HNO2, H3PO4, H2SO3
2) HNO3, H2SO4, HCl
3) HCl, H3PO4, H2O
4) CH3COOH, H3PO4, Na2SO4

15. Практически необратимо диссоциирует в водном растворе

1) уксусная кислота 2) бромоводородная кислота 3) фосфорная кислота

4) гидроксид кальция

16. Электролитом, более сильным по сравнению с азотистой кислотой, будет

1) уксусная кислота 2) сернистая кислота 3) фосфорная кислота

4) гидроксид натрия

17. Ступенчатая диссоциация характерна для

1) фосфорной кислоты 2) соляной кислоты 3) гидроксида натрия

4) нитрата натрия

18. Только слабые электролиты представлены в ряду

1) сульфат натрия и азотная кислота 2) уксусная кислота, сероводородная кислота 3) сульфат натрия, глюкоза

4) хлорид натрия, ацетон

19. Каждое из двух веществ является сильным электролитом

1) нитрат кальция, фосфат натрия 2) азотная кислота, азотистая кислота 3) гидроксид бария, сернистая кислота

4) уксусная кислота, фосфат калия

20. Оба вещества являются электролитами средней силы

1) гидроксид натрия, хлорид калия 2) фосфорная кислота, азотистая кислота 3) хлорид натрия, уксусная кислота

4) глюкоза, ацетат калия

Ответы

Источник: https://himi4ka.ru/ogje-2018-po-himii/urok-10-kationy-i-aniony-jelektroliticheskaja-dissociacija-kislot-shhelochej-i-solej-srednih.html

Ваш педагог
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: