Электролитическая диссоциация солей, кислот и гидроксидов

 

Основания и кислородсодержащие кислоты содержат связь R–ОН, где R – атом элемента или атом, к которому присоединены другие группы (например, NH4-, CH3COO- ).

. Различают основной и кислотный тип диссоциации:

ROH « R++ OH(основной тип диссоциации);

НОR« H+ + RO (кислотный тип диссоциации),

При электролитической диссоциации происходит разрыв связей с наибольшей степенью ионности. Чем больше разность относительных электроотрицательностей (ОЭО) элементов, образующих связь, тем сильнее связь поляризована, т.е. тем большую степень ионности она имеет и тем легче диссоциирует на ионы. Например, в соединении NaOH разность ОЭО кислорода и натрия (DОЭОO-Na) равна:

3,5 — 0,9 =2,6.

Разность ОЭО кислорода и водорода (DОЭОО-Н) …
равна:

3,5 — 2,1 =1,4.

Степень ионности связи Na-О больше, чем у связи О-Н. Поэтому едкий натр диссоциирует по основному типу и является типичным основанием: NaOH= Na++ OH.

В соединении HClO4: DОЭОО-Сl = 3,5 — 3,0 = 0,5;

DОЭОО-Н = 3,5 — 2,1 = 1,4.

Степень ионности связи Cl — O меньше, чем связи О — Н.

Соединение HClO диссоциирует по кислотному типу и является типичной кислотой:

HClO4 = H++ ClO4.

Если степень ионности связей О-R и О-Н сравнимы по величине, электролиты проявляют свойства и кислоты, и основания т.е. имеют двойственный характер диссоциации. В нейтральной среде у таких электролитов устанавливается сложное равновесие:

H++ RO« R — O — H « R++ OH

кислотный тип основной тип

диссоциации диссоциации

 

Основаниями (гидроксидами), с точки зрения электролитической диссоциации называются электролиты, которые в качестве анионов образуют только анионы гидроксила (гидроксоанионы) ОН:

NaOH = Na+ + OH

NH4 ОН « NH4++ OH.

Основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато а значит, такие гидроксиды будут иметь несколько констант диссоциации – для каждой ступени (стадии) свою.

Например: Ba(OH)2 « BaOH++ OH(1 ступень)

ВаОН+ « Ва2++ ОН (2 ступень).

 

Кислотами, с точки зрения электролитической диссоциации, называются электролиты, которые в качестве катионов образуют только катионы водорода Н+:

HNO3 = H++ NO3

CH3COOH « H++ CH3COO.

 

Многоосновные слабые кислоты диссоциируют ступенчато, а значит, такие кислоты будут иметь несколько констант диссоциации – для каждой ступени (стадии) свою.

Например: H3РO4 « H++ H2РO4 (1 ступень)

К1 = = 7,5.10-3

H2РO4 « H++ HРO42- (2 ступень)

К2 = = 6,2.10-3

HРO42- « H++ РO43- (3 ступень)

К3 = = 2,2.10-3

Всегда К1 > К2 > К3, т.е. многоосновная кислота при диссоциации по первой ступени ведет себя как более сильная кислота, чем по второй и третьей.

Амфотерные электролиты, с точки зрения электролитической диссоциации, участвуют в сложных ионных равновесиях, в которых образуются и катионы водорода и анионы гидроксила, т.е. амфотерные электролиты в водных растворах в зависимости от характера среды могут диссоциировать и по типу основания, и по типу кислоты. Например, гидроксид цинка диссоциирует в кислой среде по типу основания:

Zn(OH)2 « ZnOH++ OH« Zn2+ + 2OH,

а в щелочной среде — по типу кислоты:

H2ZnO2 « H++ HZnO2« 2H++ ZnO22-.

К амфотерным электролитам относятся: гидроксид цинка Zn(OH)2; гидроксид свинца Pb(OH)2; гидроксид олова Sn(OH)2; гидроксид аллюминия Al(OH)3; гидроксид хрома Cr(OH)3 и др.

 

Солями, с точки зрения электролитической диссоциации, называются электролиты, которые диссоциируют с образованием катионов металла (или аммония NH4+) и анионов кислотного остатка:

NaNO3 = Na+ + NO3

CaCl2 =Ca2++ 2Cl

K3PO4 =+ + РО43-

NH4Cl = NH4+ + Cl

Кислые соли (продукты неполного замещения атомов водорода кислоты на металл) диссоциируют по ступеням. Например:

NaHCO3 = Na++ HCO3 (1 ступень)

HCO3« H+ + CO32- (2 ступень)

Основные соли (продукты неполного замещения гидроксильной группы основания на кислотный остаток) также диссоциируют по ступеням:

Mg(OH)Cl = Mg(OH)++ Cl (1 ступень)

Mg(OH)+ «Mg2+ + OH (2 ступень).