Что такое диссоциация кислот

Урок №8. Диссоциация кислот, оснований и солей

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 + )

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

НРО 2- 4 ↔ Н + + PО З- 4 (третья ступень) – ортофосфат ион

Диссоциация оснований

Примеры уравнений диссоциации щелочей:

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов)

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

Диссоциация солей

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

Диссоциация средних солей

Na 3 PO 4 →3Na + + PO 3- 4

Кислые и основные соли диссоци­ируют ступенчато.

Диссоциация кислых солей

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

Диссоциация основных солей

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

ЗАДАНИЕ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

Источник

Диссоциация кислот

При диссоциации кислот роль катионов играют ионы водорода (H + ), других катионов при диссоциации кислот не образуется:

Именно ионы водорода придают кислотам их характерные свойства: кислый вкус, окрашивание индикатора в красный цвет и проч.

Отрицательные ионы (анионы), отщепляемые от молекулы кислоты, составляеют кислотный остаток.

Процесс отщепления катионов водорода в многоосновных кислотах происходит ступенчато: сначала отщепляется один ион водорода, затем другой (третий).

Ступенчатая диссоциация двухосновной кислоты:

Ступенчатая диссоциация трехосновной кислоты:

Диссоциация оснований

Кислотность основания определяется кол-вом гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы основания:

Некоторые вещества, в зависимости от условий, могут выступать, как в роли кислот (диссоциировать с отщеплением катионов водорода), так и в роли оснований (диссоциировать с отщеплением гидроксид-ионов). Такие вещества называются амфотерными (см. Кислотно-основные реакции).

Диссоциация Zn(OH)₂, как основания:

Диссоциация Zn(OH)₂, как кислоты:

Диссоциация солей

Соли диссоциируют в воде на анионы кислотных остатков и катионы металлов (или других соединений).

Классификация диссоциации солей:

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Источник

Что такое диссоциация кислот

Ключевые слова конспекта: электролитическая диссоциация, теория, электролиты, неэлектролиты, определения основаниям, кислотам и солям как электролитам, степень диссоциации, степень электролитической диссоциации.

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Электрический ток – это направленное движение заряженных частиц. В металлах такое направленное движение осуществляется за счёт относительно свободных электронов. Но проводить электрический ток могут не только металлы.

Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

Почему же электролиты проводят электрический ток?

В 1887 г. шведский учёный Сванте Аррениус сформулировал положения теории электролитической диссоциации. Основная идея этой теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Электропроводность электролитов обусловлена именно наличием в растворе свободных ионов, которые и являются носителями зарядов.

В дальнейшем теория электролитической диссоциации совершенствовалась. Современная теория водных растворов электролитов, кроме теории С. Аррениуса, включает в себя представления о гидратации ионов (И. А. Каблуков, В. А. Кистяковский) и теорию сильных электролитов (П. Й. Дебай, Э. А. Хюккель, 1923 г.).

Основными положениями теории электролитической диссоциации являются следующие:

ОПРЕДЕЛЕНИЯ ОСНОВАНИЙ, КИСЛОТ И СОЛЕЙ

В свете теории электролитической диссоциации можно дать определения основаниям, кислотам и солям как электролитам.

Основания – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид анионов – гидроксид-анионы OH – :

КОН = К + + OH –
Са(ОН)₂ = Са 2+ + 2 OH –

Кислоты – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид катионов – катионы водорода Н + (точнее – катионы гидроксония H₃O + ).

Катион гидроксония образуется при взаимодействии Н + с молекулой H₂O. В результате образуется ещё одна ковалентная связь кислорода с водородом по донорно-акцепторному механизму:

Примеры диссоциации кислот:

НCl = Н + + Cl – или НCl + H₂O = H₃O + + Cl –
НСlO₄ = Н + + СlO₄ – или НСlO₄ + H₂O = H₃O + + СlO₄ –

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Соли – это электролиты, диссоциирующие в водном растворе на катионы металлов и анионы кислотного остатка.

Средние соли диссоциируют с образованием только катионов металла и анионов кислотного остатка. Например:

Соли аммония вместо катиона металла содержат катион аммония. Например:

NH₄Cl = NH₄ + + Cl –

Основные соли диссоциируют с образованием катионов металла, анионов ОН– и анионов кислотного остатка:

Суммарное уравнение: AlOНCl₂ = Al 3+ + ОН – + 2Cl –

Кислые соли диссоциируют с образованием катионов металла, катионов водорода (гидроксония) и анионов кислотного остатка. Например:

Суммарное уравнение: Са(НСO₃)₂ + 2H₂O = Са 2+ + 2H₃O + + 2СО₃ 2–

Двойные соли – соли, в результате диссоциации которых образуются катионы нескольких металлов (или аммония и какого–либо металла) и анионы одного кислотного остатка. Например, сульфат калия–хрома (хромокалиевые квасцы):

Смешанные соли – соли, в результате диссоциации которых образуются катионы какого-либо металла и анионы нескольких кислотных остатков. Например, хлорид-гипохлорит кальция (хлорная известь):

СаСlOCl = Са 2+ + Cl – + СlO –

При растворении одних электролитов диссоциация происходит практически полностью. Такие электролиты называют сильными. При растворении других электролитов диссоциация происходит в незначительной мере, их называют слабыми.

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ

Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации (α) – отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы (n_расп.), к количеству вещества электролита, поступившего в раствор (n_общ.):

Степень диссоциации также выражают в процентах, тогда 0%

Конспект урока «Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации».

Источник

Что такое диссоциация кислот

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

I. Электролитическая диссоциация кислот

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

1. Электролитическая диссоциация одноосновных кислот

Кис­ло­ты со­сто­ят не из ионов, а из мо­ле­кул.

Воз­ни­ка­ет во­прос – как же тогда кис­ло­та дис­со­ци­и­ру­ет, т. е как в кис­ло­тах об­ра­зу­ют­ся сво­бод­ные за­ря­жен­ные ча­сти­цы? Ока­зы­ва­ет­ся, ионы об­ра­зу­ют­ся в рас­тво­рах кис­лот имен­но при рас­тво­ре­нии.

Рас­смот­рим про­цесс элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции хло­ро­во­до­ро­да в воде, но для этого за­пи­шем стро­е­ние мо­ле­кул хло­ро­во­до­ро­да и воды.

В урав­не­нии ре­ак­ции элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции не все­гда учи­ты­ва­ют об­ра­зо­ва­ние ка­ти­о­на гид­рок­со­ния – обыч­но го­во­рят, что об­ра­зу­ет­ся ка­ти­он во­до­ро­да.

Тогда урав­не­ние дис­со­ци­а­ции хло­ро­во­до­ро­да вы­гля­дит так:

HCl⇄H + + Cl —

2. Электролитическя диссоциация многоосновных кислот

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

Рас­смот­ри про­цесс элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции сер­ной кис­ло­ты. Сер­ная кис­ло­та дис­со­ци­и­ру­ет сту­пен­ча­то, в две ста­дии.

I–я ста­дия дис­со­ци­а­ции

На пер­вой ста­дии от­ры­ва­ет­ся один ка­ти­он во­до­ро­да и об­ра­зу­ет­ся гид­ро­суль­фат-ани­он.

II — я ста­дия дис­со­ци­а­ции

Су­ще­ству­ют кис­ло­ты, ко­то­рые даже на пер­вой ста­дии дис­со­ци­и­ру­ют не пол­но­стью – такие кис­ло­ты яв­ля­ют­ся сла­бы­ми. На­при­мер, уголь­ная кис­ло­та Н₂СО₃.

НРО 2- ₄ ↔ Н + + PО₄ З- (третья ступень) – ортофосфат ион

II. Электролитическая диссоциация оснований

Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов)

Щёлочи – это основания, растворимые в воде

Это основания щелочных и щелочноземельных металлов :

LiOH, NaОН, КОН, Rb ОН, С s ОН, Fr ОН и Са(ОН)₂, Sr(ОН)₂, Ва(ОН)₂, R а(ОН)₂, а также NН₄ОН

Примеры уравнений диссоциации щелочей

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Примеры уравнений диссоциации амфолитов

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

Нерас­тво­ри­мые в воде ос­но­ва­ния прак­ти­че­ски не под­вер­га­ют­ся элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции, так как в воде они прак­ти­че­ски нерас­тво­ри­мы, а при на­гре­ва­нии – раз­ла­га­ют­ся, так что рас­плав их по­лу­чить не уда­ет­ся.

III. Электролитическая диссоциация солей

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

Например, диссоциация средних солей :

Кислые же и основные соли диссоци­ируют ступенчато:

Диссоциация кислых солей

Диссоциация основных солей

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

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

IV. Тренажеры

Интерактивное задание LearningApps.org по теме: “Химические свойства растворов кислот»

V. Памятки

Памятка – Определение солей

VI. Задания для закрепления

Задание №1. Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ:

Задание №2. Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ: Ca(OH)_2, Na₂CO_3, Na₃PO_4, HNO_3, KOH, Ba(OH)_2, H₂SO_3, Ca(NO₃)_2, Ca₃(PO₄)_2, H₂S, NaOH, HBr

Источник

Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в водных растворах

Число ступеней диссоциации зависит от основности слабой кислоты Н_х(Ас), где х — основность кислоты.

Пример: Составим уравнения электролитической диссоциации слабой двухосновной угольной кислоты Н₂СО₃.

Первая ступень диссоциации (отщепление одного иона водорода Н + ):

Константа диссоциации по первой ступени:

Вторая ступень диссоциации (отщепление иона водорода Н + от сложного иона НСО₃ — ):

Растворы кислот имеют некоторые общие свойства, которые, согласно теории электролитической диссоциации, объясняются присутствием в их растворах гидратированных ионов водорода Н + (Н₃О + ).

Составим уравнение электролитической диссоциации однокислотного основания гидроксида калия КОН:

Сильное двухкислотное основание Ca(OH)₂ диссоциирует так:

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Число ступеней диссоциации определяется кислотностью слабого основания Ме(ОН)_у, где у — кислотность основания.

Составим уравнения электролитической диссоциации слабого двухкислотного основания — гидроксида железа (II) Fe(OH)₂.

Первая ступень диссоциации (отщепляется один гидроксид-ион ОН — ):

Вторая ступень диссоциации (отщепляется гидроксид-ион ОН — от сложного катиона FeOH + ):

Каждая ступень диссоциации слабых многоосновных кислот и слабых многокислотных оснований характеризуется определенной константой диссоциации: K₁, K₂, K₃, причем K₁ > K₂ > K₃. Это объясняется тем, что энергия, которая необходима для отрыва иона Н + или ОН — от нейтральной молекулы кислоты или основания, минимальна. При диссоциации по следующей ступени энергия увеличивается, потому что отрыв ионов происходит от противоположно заряженных частиц.

Амфотерные гидроксиды могут реагировать и с кислотами, и с основаниями. Теория электролитической диссоциации объясняет двойственные свойства амфотерных гидроксидов.

К амфотерным гидроксидам относятся Ве(ОН)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃ и другие. Амфотерным электролитом является также вода Н₂O.

Составим уравнение электролитической диссоциации гидроксида цинка Zn(OH)₂ без учета ее ступенчатого характера:

Нормальные соли — сильные электролиты, образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка.

Составим уравнения электролитической диссоциации нормальных солей: а) карбоната калия K₂CO₃, б) сульфата алюминия Al₂(SO₄)₃:

Кислые соли — сильные электролиты, диссоциирующие на катион металла и сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и кислотный остаток.

Составим уравнения электролитической диссоциации кислой соли гидрокарбоната натрия NaHCО₃.

Сложный анион НСО₃ — (гидрокарбонат-ион) частично диссоциирует по уравнению:

Составим уравнение электролитической диссоциации основной соли Fe(OH)₂Cl — дигидроксохлорида железа (III):

Сложный катион частично диссоциирует по уравнениям:

Источник