Что такое диссоциация солей
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
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
Что такое диссоциация солей
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 (nрасп.), к количеству вещества электролита, поступившего в раствор (nобщ.):
Степень диссоциации также выражают в процентах, тогда 0%
Конспект урока «Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации».
Что такое диссоциация солей
Содержание статьи
Каков механизм диссоциации солей в растворах или расплавах
Представьте, что будет с хорошо знакомой всем людям поваренной солью, если ее кристаллы расплавить или бросить в воду. Это вещество имеет структуру ионной кристаллической решетки. При расплавлении тепловая энергия приведет к тому, что колебания ионов в узлах решетки многократно усилятся, в результате чего связи между соседними ионами начнут разрушаться. Появятся свободные ионы. И этот процесс при продолжении нагрева будет продолжаться до полного разрушения кристаллической решетки. Аналогичный механизм разрушения будет и при растворении кристаллов поваренной соли в воде, только вместо тепловой энергии тут действуют молекулы воды, как бы «растягивающие» кристаллы на отдельные частицы.
Впервые теория электролитической диссоциации была выдвинута двумя химиками – Аррениусом и Оствальдом в конце XIX века. Именно с помощью диссоциации описывают свойства солей, а также оснований и кислот. Кислые и основные соли проходят диссоциации ступенчато, например, KHSO4 =K^+ + HSO4^-
Каковы особенности диссоциации солей
При диссоциации солей образуются положительно заряженные катионы металлов (либо катион аммония), а также отрицательно заряженные катионы кислотных остатков. Процесс диссоциации идет в зависимости от того, какая соль подвергается растворению или расплавлению (средняя, кислая или основная).
Если соль средняя (то есть, образованная кислотой, в молекулах которой все катионы водорода замещены катионами металла, или аммония), диссоциация происходит по таким схемам, в одну стадию:
КNO3=K^++NO3^-
Na2SO4=2Na^++SO4^2-
Кислые и основные соли диссоциируют в несколько стадий. Кислая соль (то есть образованная кислотой, катионы водорода которой замещены не полностью) сначала теряет металлический ион, а затем отщепляется катион водорода. Например:
NaHSO4=Na^++HSO4^-
HSO4^-=H^++SO4^2-
Теория электролитической диссоциации
Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые электролиты.
Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.
Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.
Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).
Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.
Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.
К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.
В чем же суть процесса электролитической диссоциации?
NaCl = Na + + Cl –
При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.
Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:
Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.
Nпродисс — это число продиссоциировавших молекул,
Nисх — это исходное число молекул.
По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные и слабые.
Сильные электролиты (α≈1):
1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH3COOK, формиат натрия HCOONa и др.)
2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO3, H2SO4 (по первой ступени), HClO4 и др.;
3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е. степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ. В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.
Слабые электролиты (α
1. Слабые кислоты, в т.ч. органические;
2. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH4OH;
3. Нерастворимые и некоторые малорастворимые соли (в зависимости от растворимости).
Неэлектролиты:
1. Оксиды, не взаимодействующие с водой (взаимодействующие с водой оксиды при растворении в воде вступают в химическую реакцию с образованием гидроксидов);
2. Простые вещества;
3. Большинство органических веществ со слабополярными или неполярными связями (альдегиды, кетоны, углеводороды и т.д.).
Как диссоциируют вещества? По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты.
Сильные электролиты диссоциируют полностью (в насыщенных растворах), в одну ступень, все молекулы распадаются на ионы, практически необратимо. Обратите внимание — при диссоциации в растворе образуются только устойчивые ионы. Самые распространенные ионы можно найти в таблице растворимости — это ваша официальная шпаргалка на любом экзамене. Степень диссоциации сильных электролитов примерно равна 1. Например, при диссоциации фосфата натрия образуются ионы Na + и PO4 3– :
Диссоциация слабых электролитов : многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо. Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц. Например, угольная кислота:
HCO3 – ↔ H + + CO3 2–
Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:
Mg(OH)2 ⇄ Mg(OH) + OH –
Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –
Кислые соли диссоциируют также ступенчато, сначала разрываются ионные связи, затем — ковалентные полярные. Например, гидрокабонат калия и гидроксохлорид магния:
KHCO3 ⇄ K + + HCO3 – (α=1)
HCO3 – ⇄ H + + CO3 2– (α + + Cl – (α=1)
MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α 1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы.
2. Причина диссоциации электролиты в воде – это его гидратация, т.е. взаимодействие с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.
3. Под действием внешнего электрического поля положительно заряженные ионы двигаюися к положительно заряженному электроду — катоду, их называют катионами. Отрицательно заряженные электроны двигаются к отрицательному электроду – аноду. Их называют анионами.
4. Электролитическая диссоциация происходит обратимо для слабых электролитов, и практически необратимо для сильных электролитов.
5. Электролиты могут в разной степени диссоциировать на ионы — в зависимости от внешних условий, концентрации и природы электролита.
6. Химические свойства ионов отличаются от свойств простых веществ. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые из него образуются при диссоциации.
1. При неполной диссоциации 1 моль соли общее количество положительных и отрицательных ионов в растворе составило 3,4 моль. Формула соли – а) K2S б) Ba(ClO3)2 в) NH4NO3 г) Fe(NO3)3
Решение: для начала определим силу электролитов. Это легко можно сделать по таблице растворимости. Все соли, приведенные в ответах — растворимые, т.е. сильные электролиты. Далее, запишем уравнения электролитической диссоциации и по уравнению определим максимально число ионов в каждом растворе: