Кислоты как электролиты.

Cильные электролиты:

· почти все соли: КСl, Na₂SO₄, Са(NO₃)₂; Na₂S = 2Na⁺ + S^2-

· многие неорганические кислоты: HNО₃, H₂S0₄, H₂Se0₄, HClO₃, НСI0₄, HBrО₃, HIO₃, HMnО₄, HCl, HBr, HI; НС1 = Н⁺ + Сl^-; H₂S0₄ = 2Н⁺ + S0₄^2-

· гидроксиды щелочных, щелочно-земельных металлов и таллия(I): NaOH, Ca(OH)₂, TlOH. NaOH = Na⁺ + OH^-; Ca(OH)₂ = Ca²⁺ + 2 OH^-

Диссоциация веществ с менее полярной связью является обратимым процессом:

H₂S = Н⁺ + HS^- NH₃ • Н₂0 = NH₄⁺ + ОH^-

Слабыми электролитами являются (все остальные вещества):

· почти все органические кислоты и вода; Н₂О = Н⁺ + ОН^-

· некоторые неорганические кислоты: HF, НСlO, НС1O₂, HNO₂, HCN, H₂S, HBrO, H₃PО₄, H₂CО₃, H₂Si0₃, H₂S0₃ и др.;

· некоторые нерастворимые гидроксиды металлов: Fe(ОН)₃, Zn(OH)₂ и др., а также гидрат аммиака NH₃ • Н₂О.

Степень электролитической диссоциации.

Количественной характеристикой диссоциации слабых электролитов служит степень диссоциации электролит (а) — отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул электролита. Степень диссоциации выражают в долях единицы или процентах:

N дис N дис

a = ------------ или a = ---------- x 100%

N общ N общ

Степень диссоциации можно выразить и через отношение количества вещества, распавшегося на ионы (V_дис), к общему количеству вещества растворенного электролита (V_o6щ):

V дис V дис

a = ------------ или a = ---------- x 100%

V общ V общ

Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, а также от концентрации. Так, при разбавлении раствора уксусной кислоты ее степень диссоциации увеличивается:

· с (моль/л): 1 0,1 10^-2 10^-3 10^-4

· а (%): 0,40% 1,36% 4,20% 12,60% 34,30%

Степень диссоциации слабых электролитов, за исключением воды, практически не зависит от температуры. Степень диссоциации воды с повышением температуры возрастает. Степень электролитической диссоциации некоторых слабых электролитов в 0,1 М водных растворах.

а, %

Электролит

а, %

HF

7,0

Н ₂ С0 ₃ (С0 ₂ Н ₂ 0)

0,17

NH ₃ •Н₂0 (NH ₄ OH)

1,4

h₂s

0,07

СН 3 СООН

1,36

н₂о

2 • 10~⁷

В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами:

CH₃COOH H⁺ + CH₃COO^-

Кислоты как электролиты.

В состав каждой кислоты входят атомы водорода и кислотные остатки. Поэтому при диссоциации любой кислоты в растворе образуются в качестве катионов только положительно заряженные ионы водорода, в качестве анионов – ионы различных кислотных остатков: HCl = H⁺ + Cl^- Примеры кислот (наизусть).

В свете представлений об электролитической диссоциации кислоты – это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве катионов отщепляют только ионы водорода.

Теперь запишем уравнения диссоциации этих кислот (HCl – сильная кислота, HNO₂ - слабая кислота)

HCl = H⁺ + Cl^- HNO₂ = H⁺ + NO₂^-

Многоосновные кислоты диссоциируют постепенно: сначала отщепляется один ион водорода Н⁺, затем второй и т.д. В результате этого первоначально образуется анион с отрицательным зарядом – 1, затем с зарядом – 2 и т.д. Такую диссоциацию называют ступенчатой и выражают несколькими уравнениями.

Например, рассмотрим диссоциацию сернистой кислоты:

Н О

S O

H O

Знак показывает, где происходит разрыв связи в молекуле кислоты при диссоциации по первой ступени, а знак другой знак – по второй ступени.

Первая ступень диссоциации (отщепление одного иона водорода Н⁺ от нейтральной молекулы и образование гидросульфит – иона):

H₂SO₃ H⁺ + HSO₃^-

Вторая ступень диссоциации (отщепление одного иона водорода Н⁺ от аниона HSO₃^- и образование сульфит – иона):

HSO₃^- H⁺ + SO₃^2-

Число ступеней диссоциации зависит от основности кислоты, т.е. от числа атомов водорода в молекуле кислоты. Задание: написать диссоциацию фосфорной кислоты.

Диссоциация кислот по первой ступени протекает сильнее, чем по второй, а по второй – сильнее, чем по третьей и т.д. Связано это с тем, что отщепление положительно заряженного иона Н⁺ от нейтральной молекулы кислоты происходит легче, чем от отрицательно заряженных анионов. Чем выше заряд аниона, тем труднее преодолеть положительно заряженному иону Н⁺ его притяжение.

Растворы всех кислот имеют некоторые общие свойства, обусловленные наличием в водных растворах ионов водорода (анионы в этом отношении значения не имеют). Так, кислый вкус ионов водорода Н⁺ мы ощущаем, когда употребляем пищу, приправленную уксусом (раствор уксусной кислоты), лимоны также имеют кислый вкус за счет ионов водорода Н⁺, которые отщепляют молекулы лимонной кислоты. Поэтому ион водорода Н⁺ является носителем кислотных свойств.

Следовательно, свойства кислот, которые они проявляют в водных растворах, - это свойства ионов Н⁺.