Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 4 из 16Следующая ⇒

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

HCl <=>H⁺ + Cl^-

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂SO₄<=>H⁺ + HSO₄^-; HSO₄^-<=> H⁺ + SO₄^2-

Общий ион H ⁺, придает окраску индикаторам.

II. Основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы  ОН⁻.

NaOH <=> Na⁺ + ОН ⁻

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ba(OH)₂ <=> BaOH⁺+ ОН ⁻;         BaOH⁺<=>Ba²⁺+ ОН ⁻

Анионы ОН ⁻ придают окраску индикаторам.

III. Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и анионы кислотного остатка.

Средние соли:      NaCl <=> Na⁺ + Cl^-

Кислые соли:  NaHSO₄<=> Na⁺ + HSO₄^-;    HSO₄^- <=> H⁺ + SO₄^2-

Основные соли: BaOHCl<=> BaOH⁺+ Cl^-; BaOH⁺ <=>Ba²⁺+ ОН ⁻

Общих ионов нет, индикаторы не изменяют окраску.

Процесс электролитической диссоциации веществ в водных растворах количественно характеризуется двумя величинами:

  1. степенью  электролитической диссоциации - a,

  2. константой  диссоциации - К_дис.

I. Степень диссоциации (a) – это отношение числа молекул, распавшихся на ионы к общему числу молекул.

Факторы, влияющие на степень диссоциации:

1. Природа растворенного вещества, тип связи (чем полярнее связь, тем легче идет диссоциация).

2. Природа растворителя (чем больше величина диэлектрической проницаемости ε, тем легче идет диссоциация).

3. Концентрация (При разбавлении a увеличивается a = ).

4. Температура (с увеличением температуры a растет до определенной величины, затем уменьшается)

5. Влияние одноименного иона (вводимый в систему одноименный ион подавляет диссоциацию слабого электролита).

По величине степени диссоциации электролиты делятся на:

1. Сильные, у которых α > 30%: соли, некоторые кислоты - HClO₄, H₂SO₄, HNO₃, HI, HBr, HCl, гидроксиды щелочных металлов, гидроксиды щелочно-зельных металлов: кальция, стронция и бария.

2. средние  30% < a <5%: H₃PO₄

3. слабые, у которых   a <5%:  H₂O, HCN, NH₄OH.

II. Константа диссоциации (К_дис) – это константа равновесия процесса диссоциации.

Рассмотрим равновесие в растворе слабого электролита.

KA «K ⁺ + A ^-

Пусть: концентрация раствора С моль/л,a- степень диссоциации. Тогда: концентрация недиссоциированных молекул [KA]= с(1-a), а концентрация каждого из ионов [K⁺]=[ A^-]= сa. Тогда выражение для константы диссоциации принимает вид:

Это уравнение представляет собой закон разбавления Оствальда. Оно позволяет определять степень диссоциации при разных концентрациях электролита, если определена его константа диссоциации; также константу диссоциации электролита, если известна его степень диссоциации при какой-либо концентрации.

Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала, a<<1, и, следовательно, этой величиной можно пренебречь в знаменателе правой части уравнения. Тогда это уравнение примет следующий вид:

К_дис@a²·с или a= .

Таким образом, степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора.

Познавательные статьи:



Техника прыжка в длину с разбега

Организация работы процедурного кабинета

Области применения синхронных машин

Оптимизация по Винеру и Калману