Сильные кислоты Сильные основания Примеры растворимых солей

HCI, HBr, HI, HCIO₄, LiOH, NaOH, KOH, RbOH, соли щелочных металлов,

HMnO_4, H₂SO₄, H₂SeO₄, CsOH, FrOH, Sr(OH)₂, соли азотной кислоты,

HNO₃ Ba(OH)₂ , Ca(OH)₂ (усл) . соли NH₄⁺.

К слабым электролитам относятся кислоты и основания, которые в 0,1 N растворе плохо проводят электрический ток и диссоциируют менее чем на 3-5%. К слабым электролитам относят также труднорастворимые соли, для которых низкая электропроводность раствора связана с малой концентрацией ионов соли в растворе (хотя a_дис солей близка к 1).

Электролиты средней силы характеризуются степенью диссоциации от 5% - 30%.

Для сильных электролитов различают истинное значение степени диссоциации a_дис и кажущееся или измеренное значение a_каж. . Для бесконечно разбавленных растворов электролитов (когда С_м à 0) a_{каж -→}a_дис. → 1 (100%). В остальных случаях a_дис. > a_каж. Наблюдаемое отличие a_каж от a_ист для сильных электролитов связано с межионным взаимодействием электролита в растворе, которое уменьшает активную концентрацию ионов.

Концентрация ионов в растворе с известной молярной концентрации электролита рассчитывается по формуле: С_M (ион) = n a_дис С_M ,

где n – число катионов или анионов, на которые распадается электролит. Например, в растворе соли AI₂(SO₄)₂ с молярной концентрацией С_M и степенью диссоциации соли a_дис концентрацию ионов соли в этом растворе можно рассчитать, используя уравнение диссоциации соли:

Концентрация нач. состояния С_{M 0 0}

AI₂(SO₄)₂ Û 2AI⁺³ + 3SO₄^2-

Концентрация рав. состояния С_M - a_дис С_M 2a_дис С_M 3 a_дис С_{M .}

молекулярная форма ионная форма

 

Диссоциация кислот

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

Диссоциация сильныходно- и двуосновных кислот в разбавленных растворах проходит по одной (первой) ступени (a_дис >30%), причем равновесие сдвинуто в сторону ионной формы кислоты. Например,

серная кислота Н₂SO₄ Û 2H⁺+ SO₄^2- ,

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 a_дис, тем слабее кислота и тем больше равновесие сдвинуто в сторону молекулярной формы. Например:

уксусная кислота СH₃CООН Û H⁺+ СH₃CОО^-,

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. Например:

 

угольная кислота H₂CO₃ Û H⁺+ HСO₃^- I-я ступень (a_дис¹) , (a_дис¹) >> (a_дис²)

└> Н⁺ + СO₃^2- II –я ступень (a_дис²).

Диссоциация оснований

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 NH₄OH и труднорастворимые гидроксиды тяжелых металлов. Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато, причем степень диссоциации основания уменьшается на каждой последующей ступени диссоциации. Например:

гидроксид аммония NH₄OH <=> NH₄⁺ + OH^-

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

└> AI(OH)⁺² + OH^- II ступень

└>AI⁺³ + OH^- III ступень

Молек. форма ионная форма

<----------------- равновесие

 

Диссоциация солей

Соли – это электролиты, которые диссоциируют в растворе на катионы металлов (и NH₄⁺) и анионы кислотных остатков.Как было сказано выше, соли по своему составу бывают кислые, основные и средние. Кислые соли характерны для слабых многоосновных кислот, основные – для слабых многокислотных оснований, а средние соли могут быть образованы как сильными, так и слабыми кислотами и основаниями. Однако независимо от состава, соли первично диссоциируют на катион металла и кислотный остаток.

Средняя соль AICI₃ Û AI⁺³ + 3CI^- , ZnSO₄ Û Zn⁺² + SO₄^2-.

Кислая соль KHCO₃ Û K⁺ + HCO₃^- NaH₂PO₄ Û Na⁺ + H₂PO₄

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 счет вторичной диссоциации кислых и основных солей в настоящем практикуме не рассматривается ( HCO₃^- à Н⁺ + CO₃^2- или ZnОН⁺ à Zn⁺² + ОН^-).

 

Константа диссоциации

Процессдиссоциацииэлектролитовявляетсяравновесным и, как любой равновесный процесс, характеризуется константой равновесия, которая в этом случае называться константой диссоциации. Рассмотрим пример диссоциации уксусной кислоты, которая протекает по уравнению:

CH₃COOHÛ CH₃COO^- + H⁺

^{молекулярная форма ионная форма}

Поскольку уксусная кислота является слабым электролитом, то равновесие процесса диссоциации сдвинуто в сторону молекулярной формы кислоты. Запишем выражение для константы равновесия этого процесса по закону действующих масс:

[H⁺]_рав [CH₃COO^-]_рав

К_рав =К_дис = ¾¾¾¾¾¾¾¾¾ =1,8 10^-5

[CH₃COOH]_рав

По своему смыслу К_дис определяет степень необратимости процесса диссоциации. К_дис не зависит от концентрации слабого электролита в растворе, а зависит только от температуры и природы электролита. Значение К_дис говорит о силе электролита - чем больше значение К_дис , тем сильнее электролит.

HCN Û H⁺ + CN^- К_дис = 4 10^-4

HNO₂ Û H⁺ + NO₂^- К_дис = 7,2 10^-10

Из сравнения значений К_дис для уксусной, синильной и азотистой кислот видно, что HCN сильнее HNO₂ , а уксусная кислота - сильнее HNO₂, но слабее HCN.

Для слабых многоосновных кислот и многокислотных оснований, диссоциация которых происходит ступенчато, каждая ступень является процессом равновесным и характеризуется своей констатой диссоциации.

H₂CO₃ Û H⁺ + HCO₃^- I ступень диссоциации К¹_дис = [H⁺] [HCO₃^-] / [H₂CO₃] = 4,3 10^-7

HCO₃^- Û H⁺ + CO₃^2- II ступень диссоциации К²_дис = [H⁺][CO₃^2-] / [HCO₃^-] = 5,6 10^-11

H₂CO₃ Û 2H⁺ + CO₃^{2 -} Суммарный процесс К_дис = К¹_дис К²_дис = [H⁺]² [CO₃^2-] / [H₂CO₃] =2 10^-17.

 

Zn(OH)₂ Û ZnOH⁺ + OH^- I ступень диссоциации К¹_дис = [ZnOH⁺] [OH^-] / [Zn(OH)₂]= 10^-6

ZnOH⁺ Û Zn²⁺ + OH^- II ступень диссоциации К²_дис = [Zn²⁺] [OH^-] / [ZnOH^-] = 10^-11

Zn(OH)₂ Û Zn²⁺ + 2OH^- Суммарный процесс К_дис = 10^-6 _*10^-11 = [Zn²⁺] [OH^-]² / [Zn(OH)₂] =10^-17.

 

ЗАДАЧИ

24. Напишите уравнения диссоциации кислот. Для слабых многоосновных кислот напишите уравнения ступенчатой диссоциации.

а) НNO₃, H₃AsO₃, H₂SiO₃, HI, HCIO₂, H₃SbO₄, H₂S_.

б) НNO₂, H₃РO₃, H₂СO₃, HBr, H₂Se, HCIO_3.

в) Н₃NbO₃, H₃РO₄, H₂СO₃, HBrO₂, CH₃COOH, H₂SeO_4.

Для выделенных кислот из справочника выпишите значения Кдис.

25. Напишите уравнения диссоциации оснований . Для слабых многокислотных оснований напишите уравнения ступенчатой диссоциации:

а) LiOH, Mg(OH)₂, Pb(OH)₄, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, NH₄OH

б) NaOH, Ca(OH)₂, AI(OH)₃, Sr(OH)₂, RbOH

в) KOH, Ba(OH)₂, Bi(OH)₃, Cr(OH)₂, CsOH

26. Напишите уравнения диссоциации солей. Для кислых и основных солей напишите уравнения первичной диссоциации:

а) АlСl₃, KNO₃, (CuОН)₂SO₄, NaНCOз, (NH₄)₂S, Fe(OH)₂NО₃, CuCl₂.

б)BaCl₂, РbОН(NО₃)₃, К₂НРO₄, Na₂SO₃, ZnBr₂, СrOH(NО₃)₂, СoCI₃ LiNO₂

в)К₂НAsO3, СrОН(NО₃)₂, CuОНI, (NН₄)₂СО₃, (СН₃СОО)₂Ва, NаH₂РO₄, Nа₃AIO₃

г)ВiOН(NО₃)₂, (CuOH)₂SO₄, FeCl₃, CaCI₂, Аl₂(SO₄)₃ NaHSO₃; Ni(NО₃)₃, KHS.

27. .Выпишите из справочника К_дис следующих слабых кислот и решите, какая из них сильнее:

а) Н₃PO₄ по 2 - й ступени или Н₂SO₃ по 2 –й ступени; б) Н₂S или H₂CO₃;

в) НCNS или HCN; г) Н₃PO₃ по 2-й ступени или HNO₂;

д) Н₃AsO₃ или Н₃PO₃; е) H₂CO₃ или Н₃PO₃ по 2-й ступени.