16)Теория электролитической диссоциации.Кислоты,основания,соли с позиции теории электролитической диссоциации

Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы - положительные и отрицательные.

Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na+, Mg2+, Аl3+ и т.д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО3-, SO2-4, РОЗ-4и т.д.).

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицатель­но заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами.

Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.

3. Диссоциация - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссо­циации молекулы электролита КA на катион К+ и анион А- в общем виде записывается так:КА K+ + A-

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водородаН3РО4= Н+ + Н2РО-4(первая ступень)

Н2РО-4 =Н+ + НРO2-4 (вторая ступень)

НРО2-4 =Н+ PОЗ-4 (третья ступень)

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей. Поэтому в водном растворе, например, фос­форной кислоты наряду с молекулами Н3РО4 имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) Н2РО2-4, НРО2-4 и РО3-4.

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

Например:KOH= K+ + OH-; NH4OH =NH+4 + OH-

Основания, растворимые в воде называются щелочами. Их немно­го. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, Rа(ОН)2, а также NН4ОН. Большинство оснований в воде малораство­римо.

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

Например:(NH4)2SO4 =2NH+4 + SO2-4; Na3PO4 =3Na+ + PO3-4

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоци­ируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. Например:KHSO4 =K+ + HSO-4

и далее HSO-4 H++SO2-4

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

Mg(OH)Cl Mg(OH)++Cl-

и далее Mg(OH)+ Mg2++OH-

17)Слабые электролиты.Степень и константа диссоциации слабых электролитов.Ступенчатая диссоциация.Влияние одноименного иона на диссоциацию слабого электролита

Слабые электролиты — химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах не полностью диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.

Слабыми электролитами являются:

-почти все органические кислоты и вода;

-некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO2, HNO2, HCN, H2S, HBrO, H3PO4,H2CO3, H2SiO3, H2SO3 и др.;

-некоторые нерастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)3, Zn(OH)2 и др.; а также гидрат аммиака NH3·H2O.

Важнейшей характеристикой слабого электролита служит константа диссоциации.HA « H+ + A+

Kд = ([H+][A-]) / [HA]

Если общую концентрацию слабого электролита обозначить c, то равновесные концентрации Н+ и A- равны ac, а концентрация недиссоциированных молекул НА - (c - ac) = c (1 - a)

Kд = (a • c • ac) / c(1 - a) = a2c / (1 - a)

Ступенчатая диссоциация. Многоосновные кислоты и многокислотные основания в водных растворах диссоциируют ступенчато, т.е. вначале от молекулы отщепляется один из ионов, затем другой и т.д. Каждая такая ступень характеризуется своей константой – ступенчатой константой диссоциации (для комплексных соединений – константой нестойкости).

Например, серная кислота H2SO4 – сильная двухосновная кислота, диссоциирует в две ступени.

I ступень: H2SO4 ↔ H+ + HSO4¯

II ступень: HSO4¯ ↔ H+ + SO42–

Степень диссоциации (α) серной кислоты по каждой ступени близка к 1, поэтому для серной кислоты можно записать суммарное уравнение диссоциации:

H2SO4 ↔ 2H+ + SO42–

Для слабых многоосновных кислот суммарное уравнение диссоциации писать некорректно, т.к. наибольшую концентрацию ионов водорода обеспечивает диссоциация по I ступени.

I ступень: H2S ↔ H+ + HS¯ Кд I = 8,9 ∙ 10-8

II ступень: HS¯ ↔ H+ + S2– Кд II = 1,3 ∙ 10-15

Кд I > Кд II

Значения двух констант диссоциации показывают, что процесс диссоциации по второй ступени практически не протекает.

Все вышесказанное относится и к растворам многокислотных сильных и слабых гидроксидов (оснований).

Например,Гидроксид магния Mg(OH)2 – слабый гидроксид:

I ступень: Mg(OH)2 ↔ MgOH+ + OH¯

II ступень: MgOH+ ↔ Mg2+ + OH¯