Електролітична дисоціація кислот, солей і лугів у водних розчинах

Речовини, які здатні дисоціювати в водних розчинах або розплавах, називають електролітами.

До них належать кислоти, луги, солі. Розглянемо особливості їхньої дисоціації, та щоб краще зрозуміти, пригадаймо як змінюється забарвлення індикаторів у різних середовищах.

Дисоціація кислот

Кислоти з точки зору електролітичної дисоціації

Згадаємо класифікацію кислот.

• За складом:

оксигеновмісні (сульфатна, нітратна, тощо);

безоксигенові (сульфідна, хлоридна, тощо).

• За числом атомів Гідрогену:

одноосновні (хлоридна, нітратна, тощо);

двохосновні (сульфатна, сульфідна, карбонатна, тощо);

трьохосновні (ортофосфатна, тощо).

• За силою:

сильні (сульфатна, нітратна, хлоридна, бромідна, йодидна, тощо);

середньої сили (ортофосфатна, тощо);

слабкі (карбонатна, сульфідна, тощо).

Проаналізуємо рівняння дисоціації сильних кислот.

Дисоціація хлоридної кислоти:

HCl = H+ + Cl−.

Дисоціація нітратної кислоти:

HNO3 = H+ + NO−3.

Дисоціація сульфатної кислоти:

H2SO4 = 2H+ + SO2−4.

Усі розглянуті рівняння подібні тим, що при дисоціації будь-якої кислоти утворюються катіони Гідрогену.

З точки зору теорії електролітичної дисоціації кислоти — це електроліти, які при дисоціації утворюють катіони Гідрогену.

Загальні характерні властивості кислот (кислий смак, зміна забарвлення індикаторів, тощо) обумовлені наявністю у розчинах саме катіонів Гідрогену.

Кислоти — це електроліти, при дисоціації яких в якості катіонів утворюються лише катіони Гідрогену.

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто (лише для сильних кислот дисоціація легко відбувається за усіма ступенями і записується в одну стадію).

Кількість ступенів дисоціації багатоосновних кислот дорівнює кількості атомів Гідрогену у молекулі кислоти.

Розглянемо ступінчату дисоціацію на прикладі ортофосфатної кислоти H3PO4.

Ортофосфатна кислота є трьохосновною, оскільки містить три атоми Гідрогену. Тому для неї може бути три ступені дисоціації.

Приклад:

Під час дисоціації на кожному ступені утворюються один катіон Гідрогену.

• 1-й ступінь — H3PO4 ⇄ H+ + H2PO−4;

• 2-й ступінь — H2PO−4 ⇄ H+ + HPO2−4;

• 3-й ступінь — HPO2−4 ⇄ H+ + PO3−4.

Дисоціація електролітів по другому ступеню відбувається набагато слабше, ніж по першому.

Дисоціація по третьому ступеню за звичайних умов майже не відбувається.

Дисоціація лугів

Проаналізуємо рівняння дисоціації сильних основ (лугів).

• Дисоціація калій гідроксиду:

KOH = K+ + OH−.

• Дисоціація натрій гідроксиду:

NaOH = Na+ + OH−.

• Дисоціація кальцій гідроксиду:

Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH−.

Зверни увагу!

З точки зору електролітичної дисоціації основами є електроліти, які при дисоціації утворюють катіони металу і гідроксид-йони OH−.

Всі основи об'єднує те, що вони при дисоціації обов'язково утворюють гідроксид-йони.

Тому загальні характерні властивості основ (милкість на дотик, зміна забарвлення індикаторів та інші) обумовлені наявністю гідроксид-йонів  OH−.

Основи — це електроліти, при дисоціації яких як аніони утворюються лише гідроксид-йони.

Слабкі основи, які мають у своєму складі декілька груп OH−, дисоціюють ступінчасто.

Число ступенів дисоціації дорівнює числу груп OH− слабкої основи.

Дисоціація солей

Розглянемо солі з точки зору електролітичної дисоціації.

Особливістю солей є те, що вони мають йонні хімічні зв'язки.

При дисоціації у водному розчині легко відбувається утворення гідратованих йонів. Тому солі не дисоціюють ступенево.

Зверни увагу!

Солі дисоціюють одразу і повністю, а не ступенево.

Проаналізуємо рівняння дисоціації солей.

• Дисоціація натрій нітрату:

NaNO3 = Na+ +  NO−3.

• Дисоціація калій ортофосфату:

K3PO4 = 3K+ +  PO3−4.

• Дисоціація амоній хлориду:

NH4Cl =  NH+4 +  Cl−.

Усі розглянуті рівняння сходяться у тому, що утворюються катіони металів (чи катіон амонію) і аніони кислотних залишків.

Солі — електроліти, які при дисоціації утворюють катіони металу (чи катіон амонію NH+4) і аніони кислотних залишків.

Властивості солей обумовлені як катіонами металу, так і аніонами кислотного залишку.

Перегляньте відеокоментар

Виконуємо завдання у РЗ ст.31-32

Домашнє завдання

• підручник ст. 56-61

• завдання у РЗ доробити