На что диссоциируют соли кислоты основания
Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в водных растворах
Число ступеней диссоциации зависит от основности слабой кислоты Нх(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:
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
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 оснований, кислот, солей
Урок 35. Химия 8 класс
В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам
Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобрев в каталоге.
Получите невероятные возможности
Конспект урока «Диссоциация оснований, кислот, солей»
При составлении уравнений электролитической диссоциации следует поступать следующим образом: в левой части уравнения записать формулу электролита, затем поставить знак равенства или обратимости в зависимости от силы электролита. В правой части записать формулы образующихся положительно и отрицательно заряженных ионов, указав значения и знаки их зарядов. Перед формулами ионов поставить коэффициенты, затем проверить сумму положительных и отрицательных ионов, она должна быть равна нулю.
Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.
Сильные кислоты диссоциируют полностью по одной ступени:
При диссоциации сильных кислот ставится знак равенства, а при диссоциации слабых кислот вместо знака равенства ставится знак обратимости.
Многоосновные слабые кислоты диссоциируют ступенчато. На каждой стадии отщепляется ион водорода. Например, диссоциация фосфорной кислоты идет в 3 ступени:
Следует учитывать, что диссоциация, в данном случае, по второй ступени протекает намного слабее, чем по первой, а диссоциация по третьей ступени при обычных условиях почти не происходит.
Как видно, все кислоты при диссоциации образуют катионы водорода, поэтому они имеют кислый вкус и изменяют окраску индикаторов: лакмус и метилоранж становятся красными.
Основания – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и в качестве анионов гидроксид-ионы.
Сильные электролиты – щёлочи – диссоциируют полностью по первой ступени.
Многоосновные слабые основания диссоциируют ступенчато и вместо знака равенства ставится знак обратимости. Например, гидроксид меди (II) диссоциирует по двум ступеням:
Т.к. при диссоциации оснований образуются гидроксид-ионы, то они будут иметь схожие свойства, такие как мыльность на ощупь, изменение окраски индикаторов: лакмус становится синим, метилоранж – жёлтым, фенолфталеин – малиновым.
Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или аммония) и анионы кислотного остатка.
Соли диссоциируют по одной ступени, в отличие от кислот и оснований.
Свойства солей определяются как катионами металла, так и анионами кислотного остатка. Например, соли аммония имеют общие свойства, обусловленные наличием иона аммония (NH4 + ), так и различные, обусловленные анионами кислотного остатка. Общие свойства сульфатов – солей серной кислоты – обусловлены наличием сульфат-ионов, а специфические свойства обусловлены различными катионами.
Кислые соли, в отличие от средних, диссоциируют ступенчато: первая ступень сопровождается диссоциацией катиона металла и аниона кислотного остатка, содержащего ион водорода, вторая ступень – это отщепление иона водорода и кислотного остатка.
Электролитическая диссоциация
Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.
Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.
В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:
Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.
У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы и H другой молекулы.
Ступени диссоциации
Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H2SO4, H3PO4.
Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:
Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.
Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:
Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:
Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.
Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.
Электролиты и неэлектролиты
Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.
К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).
Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.
К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.
Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят электрический ток.
Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения
Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Блиц-опрос по теме Электролитическая диссоциация