Слово Как диссоциирует соляная и серная кислоты написать уравнения диссоциации - однокоренные слова и морфемный разбор слова (приставка, корень, суффикс, окончание):

Как диссоциирует соляная и серная кислоты написать уравнения диссоциации

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

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

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.

N_{продисс} — это число продиссоциировавших молекул,

N_исх — 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:

Источник

Электролитическая диссоциация

Материалы портала onx.distant.ru

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Степень диссоциации

Вещества, которые в растворах или расплавах полностью или частично распадаются на ионы, называются электролитами.

Степень диссоциации α — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы N′ к общему числу растворенных молекул N:

α = N′/N

Степень диссоциации выражают в процентах или в долях единицы. Если α =0, то диссоциация отсутствует и вещество не является электролитом. В случае если α =1, то электролит полностью распадается на ионы.

Классификация электролитов

Ассоциированные электролиты подразделяются на три типа:

При таком подходе один и тот же электролит может относиться к различным типам в зависимости от концентрации раствора, вида растворителя и температуры. Подтверждением этому являются данные, приведенные в таблице.

Таблица. Характеристика растворов KI в различных растворителях

Концентрация электролита, С, моль/л	Температура t, о С	Растворитель	Тип электролита
0,01	25	Н2О	Неассоциированный (сильный)
5	25	Н2О	Ионный ассоциат
0,001	25	С6Н6	Ассоциированный (слабый)

Приближенно, для качественных рассуждений можно пользоваться устаревшим делением электролитов на сильные и слабые. Выделение группы электролитов “средней силы” не имеет смысла. Эти электролиты являются ассоциированными. К слабым электролитам обычно относят электролиты, степень диссоцииации которых мала α

Таким образом, к сильным электролитам относятся разбавленные водные растворы почти всех хорошо растворимых в воде солей, многие разбавленные водные растворы минеральных кислот (НСl, HBr, НNО₃, НСlO₄ и др.), разбавленные водные растворы гидроксидов щелочных металлов. К слабым электролитам принадлежат все органические кислоты в водных растворах, некоторые водные растворы неорганических кислот, например, H₂S, HCN, H₂CO₃, HNO₂, HСlO и др. К слабым электролитам относится и вода.

Диссоциация электролитов

Уравнение реакции диссоциации сильного электролита можно представить следующим образом. Между правой и левой частями уравнения реакции диссоциации сильного электролита ставится стрелка или знак равенства:

HCl → H + + Cl —

Допускается также ставить знак обратимости, однако в этом случае указывается направление, в котором смещается равновесие диссоциации, или указывается, что α≈1. Например:

NaOH → Na + + OH —

Диссоциация кислых и основных солей в разбавленных водных растворах протекает следующим образом:

NaHSO₃ → Na + + HSO₃ —

Анион кислой соли будет диссоциировать в незначительной степени, поскольку является ассоциированным электролитом:

HSO₃ — → H + + SO₃ 2-

Аналогичным образом происходит диссоциация основных солей:

Mg(OH)Cl → MgOH + + Cl —

Катион основной соли подвергается дальнейшей диссоциации как слабый электролит:

MgOH + → Mg 2+ + OH —

Двойные соли в разбавленных водных растворах рассматриваются как неассоциированные электролиты:

Комплексные соединения в разбавленных водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы:

В свою очередь, комплексный ион в незначительной степени подвергается дальнейшей диссоциации:

[Fe(CN)₆] 3- → Fe 3+ + 6CN —

Константа диссоциации

При растворении слабого электролита К А в растворе установится равновесие:

КА ↔ К + + А —

которое количественно описывается величиной константы равновесия К_д, называемой константой диссоциации :

Kд = [К + ] · [А — ] /[КА] (2)

Для слабых I-I электролитов (HCN, HNO₂, CH₃COOH) величина константы диссоциации К_д связана со степенью диссоциации α и концентрацией электролита c уравнением Оствальда:

К_д = (α 2· с)/(1-α) (3)

Для практических расчетов при условии, что α

К_д = α 2· с (4)

Поскольку процесс диссоциации слабого электролита обратим, то к нему применим принцип Ле Шателье. В частности, добавление CH₃COONa к водному раствору CH₃COOH вызовет подавление собственной диссоциации уксусной кислоты и уменьшение концентрации протонов. Таким образом, добавление в раствор ассоциированного электролита веществ, содержащих одноименные ионы, уменьшает его степень диссоциации.

Следует отметить, что константа диссоциации слабого электролита связана с изменением энергии Гиббса в процессе диссоциации этого электролита соотношением:

ΔG_T 0 = — RTlnK_д (5)

Уравнение (5) используется для расчета констант диссоциации слабых электролитов по термодинамическим данным.

Примеры решения задач

Задача 1. Определите концентрацию ионов калия и фосфат-ионов в 0,025 М растворе K₃PO₄.

Решение. K₃PO₄ – сильный электролит и в водном растворе диссоциирует полностью:

Следовательно, концентрации ионов К + и РО₄ 3- равны соответственно 0,075М и 0,025М.

Решение. Уравнение диссоциации электролита:

K_д = αС · αС /(1 — αС)

К_д ≈ α 2 С

α = √( К_д / С) = √(1,76× 10 — 5 / 0,03 ) = 0,024 или 2,4 %

Задача 3. Определите константу диссоциации уксусной кислоты, если степень диссоциации CH₃CОOH в 0,002 М растворе равна 9,4 %.

Решение. Уравнение диссоциации кислоты:

α = [Н + ] / С_исх(CH₃CОOH)

Kд = [Н + ] 2 / С_исх(CH₃CОOH)

Решение.

Задача 5. На основе справочных данных рассчитайте константу диссоциации муравьиной кислоты при 298 К.

Решение. Уравнение диссоциации муравьиной кислоты

В “Кратком справочнике физико–химических величин” под редакцией А.А. Равделя и А.М. Пономаревой приведены значения энергий Гиббса образований ионов в растворе, а также гипотетически недиссоциированных молекул. Значения энергий Гиббса для муравьиной кислоты и ионов Н + и СООН — в водном растворе приведены ниже:

Изменение энергии Гиббса процесса диссоциации равно:

ΔG_T 0 = — 351,5- (- 373,0) = 21,5 кДж/моль.

Для расчета константы диссоциации используем уравнение (5). Из этого уравнения получаем:

lnK_д = — Δ G_T 0 /RT= — 21500/(8,31 298) = — 8,68

Задачи для самостоятельного решения

1. К сильным электролитам в разбавленных водных растворах относятся:

13.2. К слабым электролитам в водных растворах относятся:

3. Определите концентрацию ионов NH₄ + в 0,03 М растворе (NH₄)₂Fe(SO₄)₂;

4. Определите концентрацию ионов водорода в 6 мас.% растворе H₂SO₄, плотность которого составляет 1,038 г/мл. Принять степень диссоциации кислоты по первой и второй ступеням равной 100 %.

5. Определите концентрацию гидроксид-ионов в 0,15 М растворе Ba(OH)₂.

6. Степень диссоциации муравьиной кислоты в 0,1 М растворе равна 4 %. Рассчитайте Концентрацию ионов водорода в этом растворе и константу диссоциации НСООН.

7. Степень диссоциации муравьиной кислоты в водном растворе увеличится при:

а) уменьшении концентрации HCOOH;

б) увеличении концентрации HCOOH;

в) добавлении в раствор муравьиной кислоты HCOONa;

г) добавлении в раствор муравьиной кислоты НCl.

Источник