Электролитическая диссоциация солей, кислот

И гидроксидов

Основания и кислородсодержащие кислоты содержат связь R-ОН, где R – атом элемента или атом, к которому присоединены другие группы (например, NH₄⁺, СН₃СОО^-).

Различают основной и кислотный тип диссоциации:

ROH « R⁺+ OH^-(основной тип диссоциации);

НОR« H⁺ + RO^- (кислотный тип диссоциации).

При электролитической диссоциации происходит разрыв связей с наибольшей степенью ионности. Чем больше разность относительных электроотрицательностей (ОЭО) элементов, образующих связь, тем сильнее связь поляризована, т.е. тем большую степень ионности она имеет и тем легче происходит диссоциация на ионы. Например, в соединении NaOH разность ОЭО кислорода и натрия (DОЭО_O-Na) равна:

3,5–0,9=2,6.

Разность ОЭО кислорода и водорода (DОЭО_О-Н) равна:

3,5–2,1=1,4.

Степень ионности связи Na-О больше, чем у связи О-Н. Поэтому NaOH диссоциирует по основному типу и является типичным основанием: NaOH= Na⁺+ OH^-.

В соединении HClO₄:

DОЭО_О-Сl=3,5–3,0=0,5; DОЭО_О-Н=3,5–2,1=1,4.

Степень ионности связи Cl-O меньше, чем связи О-Н. Соединение HClO диссоциируетпо кислотному типу и является типичной кислотой: HClO₄ = H⁺+ ClO₄^-.

Если степени ионности связей О-R и О-Н сравнимы по величине, то электролиты проявляют свойства и кислоты, и основания, т.е. имеют двойственныйхарактер диссоциации. В нейтральной среде у таких электролитов устанавливается сложное равновесие:

Основаниями (гидроксидами) с точки зрения электролитической диссоциации называются электролиты, которые в качестве анионов образуют только анионы гидроксила ОН^-. Например:

NaOH = Na⁺+ OH^-.

NH₄ ОН « NH₄⁺+ OH^-.

Основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато, а значит, такие гидроксиды будут иметь несколько констант диссоциации.

Например: Ba(OH)₂ « BaOH⁺+ OH^- (1-я ступень),

ВаОН⁺« Ва²⁺+ ОН^- (2-я ступень).

Кислотами, с точки зрения электролитической диссоциации, называются электролиты, которые в качестве катионов образуют только катионы водорода Н⁺. Например:

HNO₃ = H⁺+ NO₃^-.

CH₃COOH « H⁺+ CH₃COO^-.

Многоосновные слабые кислоты диссоциируют ступенчато. Например: H₃РO₄ « H⁺+ H₂РO₄^- (1-я ступень)

H₂РO₄^- « H⁺+ HРO₄^2- (2-я ступень),

HРO₄^2-« H⁺+ РO₄^3- (3-я ступень),

Всегда К₁>К₂>К₃, т.е. многоосновная кислота при диссоциации по первой ступени ведет себя как более сильная кислота, чем по второй и третьей.

Амфотерные электролитыс точки зрения электролитической диссоциации участвуют в сложных ионных равновесиях, в которых образуются и катионы водорода, и анионы гидроксила,т.е. амфотерные электролиты в водных растворах в зависимости от характера среды могут диссоциировать как по типу основания, так и по типу кислоты.

Например, гидроксид цинка диссоциирует в кислой среде по типу основания:

Zn(OH)₂ « ZnOH⁺ + OH^- « Zn²⁺ + 2OH^-,

а в щелочной среде – по типу кислоты:

H₂ZnO₂ « H⁺+ HZnO₂^- « 2H⁺+ ZnO₂^2-.

К амфотерным электролитам относятся: гидроксид цинка Zn(OH)₂; гидроксид свинца Pb(OH)₂; гидроксид олова Sn(OH)₂; гидроксид аллюминия Al(OH)₃; гидроксид хрома Cr(OH)₃ и др.

Солямис точки зрения электролитической диссоциации, называются электролиты, которые диссоциируют с образованием катионов металла (или аммония NH₄⁺) и анионов кислотного остатка.

Например:

NaNO₃ = Na⁺+ NO₃^-,

CaCl₂ =Ca²⁺+ 2Cl^-,

K₃PO₄ = 3К⁺ + РО₄^3-,

NH₄Cl= NH₄⁺ + Cl^-.

Кислые соли (продукты неполного замещения атомов водорода кислоты на металл) диссоциируют по ступеням. Например:

NaHCO₃ = Na⁺+ HCO₃^- (1-я ступень),

HCO₃^- « H⁺+ CO₃^2- (2-я ступень).

Основные соли (продукты неполного замещения гидроксильной группы основания на кислотный остаток) также диссоциируют по ступеням:

Mg(OH)Cl = Mg(OH)⁺ + Cl^- (1-я ступень),

Mg(OH)⁺ «Mg²⁺ + OH^- (2-я ступень).