Сильные кислоты Сильные основания Примеры растворимых солей
HCI, HBr, HI, HCIO4, LiOH, NaOH, KOH, RbOH, соли щелочных металлов,
HMnO4, 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 aдис солей близка к 1).
Электролиты средней силы характеризуются степенью диссоциации от 5% - 30%.
Для сильных электролитов различают истинное значение степени диссоциации aдис и кажущееся или измеренное значение aкаж. . Для бесконечно разбавленных растворов электролитов (когда См à 0) aкаж -→aдис. → 1 (100%). В остальных случаях aдис. > aкаж. Наблюдаемое отличие aкаж от aист 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: СM (ион) = n aдис СM ,
где n – число катионов или анионов, на которые распадается электролит. Например, в растворе соли AI2(SO4)2 с молярной концентрацией СM и степенью диссоциации соли aдис концентрацию ионов соли в этом растворе можно рассчитать, используя уравнение диссоциации соли:
Концентрация нач. состояния СM 0 0
AI2(SO4)2 Û 2AI+3 + 3SO42-
Концентрация рав. состояния СM - aдис СM 2aдис СM 3 aдис СM .
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 (aдис >30%), причем равновесие сдвинуто в сторону ионной формы кислоты. Например,
серная кислота Н2SO4 Û 2H++ SO42- ,
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 aдис, 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 (aдис1) , (aдис1) >> (aдис2)
└> Н+ + СO32- II –я ступень (aдис2).
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 + SO42-.
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+ + CO32- 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
Крав =Кдис = ¾¾¾¾¾¾¾¾¾ =1,8 10-5
[CH3COOH]рав
По своему смыслу Кдис определяет степень необратимости процесса диссоциации. Кдис не зависит от концентрации слабого электролита в растворе, а зависит только от температуры и природы электролита. Значение Кдис говорит о силе электролита - чем больше значение Кдис , тем сильнее электролит.
HCN Û H+ + CN- Кдис = 4 10-4
HNO2 Û H+ + NO2- Кдис = 7,2 10-10
Из сравнения значений Кдис 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 К1дис = [H+] [HCO3-] / [H2CO3] = 4,3 10-7
HCO3- Û H+ + CO32- II ступень диссоциации К2дис = [H+][CO32-] / [HCO3-] = 5,6 10-11
H2CO3 Û 2H+ + CO32 - Суммарный процесс Кдис = К1дис К2дис = [H+]2 [CO32-] / [H2CO3] =2 10-17.
Zn(OH)2 Û ZnOH+ + OH- I ступень диссоциации К1дис = [ZnOH+] [OH-] / [Zn(OH)2]= 10-6
ZnOH+ Û Zn2+ + OH- II ступень диссоциации К2дис = [Zn2+] [OH-] / [ZnOH-] = 10-11
Zn(OH)2 Û Zn2+ + 2OH- Суммарный процесс Кдис = 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, HCIO3.
в) Н3NbO3, H3РO4, H2СO3, HBrO2, CH3COOH, H2SeO4.
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 Кдис 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.