Степень электролитической диссоциации

Тема «Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах. Катионы и анионы. Понятие о качественных реакциях.».

 

Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах

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

Диссоциация кислот

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

Например,

HCl → H⁺ + Cl^-

HNO₃ → H⁺ + NO₃^-

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Н₃РО₄ ↔ Н⁺ + Н₂РО^-₄ (первая ступень) – дигидроортофосфат ион

Н₂РО^-₄ ↔ Н⁺ + НРO^2-₄ (вторая ступень) – гидроортофосфат ион

НРО^2-₄ ↔ Н⁺ + PО^З-₄ (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.

Диссоциация оснований

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

Диссоциация щелочей

Щёлочи – это основания, растворимые в воде (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

Примеры уравнений диссоциации щелочей:

KOH → K⁺ + OH^-;

NH₄OH ↔ NH⁺₄ + OH^-

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ba(ОН)₂ → Bа(ОН)⁺ + OH^- (первая ступень)

Ba(OH)⁺ ↔ Ba²⁺+OH^- (вторая ступень)

Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов)

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

Н₂O ↔ Н⁺ + ОН^-

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

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

Диссоциация солей

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

Диссоциация средних солей

(NH₄)₂SO₄ → 2NH⁺₄+ SO^2-₄;

Na₃PO₄ →3Na⁺ + PO^3-₄

Кислые и основные соли диссоци­ируют ступенчато.

Диссоциация кислых солей

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

KHSO₄ → K⁺ + HSO^-₄

HSO^-₄ ↔ H⁺ + SO^2-₄

Диссоциация основных солей

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

MgOHCl → MgOH⁺+ Cl^-

MgOH⁺↔ Mg²⁺ + OH^-

Степень электролитической диссоциации

Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Другими словами, различные электролиты, согласно теории С. Аррениуса, диссоциируют на ионы в различной степени. Полнота распада (сила электролита) характеризуется количественной величиной – степенью диссоциации.

Степень диссоциации (α – греческая буква альфа) - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N):

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации электролита, температуры.

1. Зависимость степени диссоциации от природы: чем полярнее химическая связь в молекуле электролита и растворителя, тем сильнее выражен процесс диссоциации электролита на ионы и тем выше значение степени диссоциации.

2. Зависимость степени диссоциации от концентрации электролита: с уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается.

3. Зависимость степени диссоциации от температуры: степень диссоциации возрастает при повышении температуры (повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии растворённых частиц, что способствует распаду молекул на ионы).

В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% — средними, менее 3% — слабыми электролитами.

Классификация электролитов в зависимости от степени электролитической диссоциации

 

ЗАДАНИЕ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

 

 

Домашнее задание:

1. Изучить §7, 8 учебника, составить конспект (определения, важная информация, примеры реакций).

2. Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ: HF, Mg(OH)₂, CaCl₂, Zn(NO₃)₂, Ba(OH)₂, K₂SO₄, H₂SiO₃, FeI₃, NiCl₂, H₃PO₄, Ca(OH)₂, Na₂CO₃, Na₃PO₄, HNO₃, KOH, Ba(OH)₂, H₂SO₃, Ca(NO₃)₂, Ca₃(PO₄)₂, H₂S, NaOH, HBr

(фото выполненных заданий скинуть в личном сообщении https://vk.com/id53950897)