Диссоциация оснований

Основаниями называются электролиты, диссоциирующие в растворе, которые в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы. Например,

NaOH ↔ Na⁺ + OH^-

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато

Mg(OH)₂ ↔ MgOH⁺ + OH^- (первая ступень)

гидроксомагния – катион

MgOH⁺ ↔ Mg²⁺ + OH^- (вторая ступень)

 

Ступенчатая диссоциация оснований объясняет образование основных солей.

Существуют электролиты, которые диссоциируют одновременно как основные и как кислотные. Они называются амфотерными. Диссоциируют амфотерные электролиты слабо.

 

H⁺ + RO^- ↔ ROH ↔ R⁺ + OH^-

Амфотерность объясняется малым различием прочности связей R–H и О–Н.

К амфотерным электролитам относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома (III), олова (II, IV), свинца (II, IV) и др. Диссоциацию амфотерного гидроксида, например Sn(OH)₂, можно выразить уравнением (суммарно):

 

2H⁺ + ZnO₂^2- ↔ Zn(OH)₂ ↔ Zn²⁺ + 2OH^-

В кислой среде амфотерный гидроксид ведет себя, как основание:

Zn(OH)₂ ↔ ZnOH⁺ + OH^-

гидроксоцинка - катион

ZnOH⁺ ↔ Zn²⁺ + OH^-

 

В щелочной среде амфотерный гидроксид ведет себя, как кислота:

Zn(OH)₂ ↔ H⁺ + НZnO₂^-

гидроцинкат - ион

НZnO₂^- ↔ H⁺ + ZnO₂^2-

Диссоциация солей

Соли -это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов, или комплексные катионы, и анионы кислотных остатков, или комплексные анионы. Средние соли, растворимые в воде, диссоциируют практически полностью

 

Al₂(SO₄)₃ ↔ 2Al³⁺ + 3SO₄^2-

(NH₄)₂CO₃ ↔ 2NH₄⁺ + CO₃^2-

Кислые соли - это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и кислотный остаток, содержащий в своем составе атом водорода. Например,

NaHSO₃ ↔ Na⁺ + HSO₃^-

натрия гидросульфит гидросульфит – ион

 

Основные соли – это электролиты, которые диссоциируют на кислотный остаток и катион металла, содержащий в своем составе гидроксо- группу. Например,

CuOHCl ↔ CuOH⁺ + Cl^-

гидроксомеди хлорид гидроксомеди – катион

 

Двойные соли – это электролиты, которые при диссоциации образуют два типа катионов металла и кислотный остаток. Например,

KAl(SO₄)₂ ↔ K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-

калия-алюминия сульфат

 

Комплексные соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются два типа ионов: простой и комплексный. Например,

 

Na₂ [Zn(OH)₄] ↔ 2Na⁺ + [Zn(OH)₄]^2-

натрия тетрагидроксоцинкат (II) тетрагидроксоцинкат (II) - ион

 

 

[Cu (NH₃)₄]SO₄↔ [Cu (NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2-

тетраамминмеди (II) сульфат тетраамминмеди (II) - ион

 

Степень диссоциации

Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации α, равная отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N):

n

α = ----- х 100%

N

Степень диссоциации выражается в долях единицы или процентах. По степени диссоциации все электролиты делятся на сильные (α > 30%), слабые (α < 3%) и средней силы (3% < α < 30%).

Степень диссоциации зависит:

· от природы растворителя; например, СоCl₂ – синего цвета, а ионы Со²⁺ - розового цвета. Если хлорид кобальта растворить в воде, то раствор становится розовым, образуется много ионов. Много молекул распались на ионы. Если растворить в спирте, то раствор становится синим, т.к. в основном находятся молекулы

· от концентрации (разбавления раствора)

СиСl₂ ‹-------› Cu²⁺ + 2Cl^—

^{зеленый р-р голубой р-р}

При разбавлении равновесие сместилось вправо, т.к. при разбавлении увеличилось число катионов.Таким образом, чем больше концентрация, тем меньше степень диссоциации, а чем меньше концентрация, тем больше степень диссоциации.

· от природы электролита: цинк реагирует с равными объемами кислот одинаковой молярной концентрации идет с разными скоростями:

Zn + 2 HCl = ZnCl₂ + H₂↑

Zn +2CН₃COOH + (CH₃COO)₂ Zn + H₂↑

 

Реакция с хлороводородной кислотой протекает бурно и быстрее, чем с уксусной кислотой, так как она образует меньшее число ионов.

· от добавления к раствору первого электролита электролита II с одноименным ионом степень диссоциации электролита уменьшается.

Рассмотрим опы т:В пробирку нальем 1 мл раствора воды и добавим по 2 капли растворов NH₄OH и фенолфталеина. Раствор окрасится в малиновый цвет. Затем добавим электролит с одноименным ионом – NH₄Cl (твердый), при этом раствор обесцвечивается:

NH₄OH ‹-----› NH₄⁺ + OH^—

NH₄Cl

C увеличением числа одноименных ионов NH₄⁺ при добавлении хлорида аммония равновесие смещается влево, так как катионы аммония связывают почти все гидроксид - ионы в молекулы NH₄OH и ранее малиновый раствор обесцвечивается.

· от температуры: при ее повышении степень диссоциации увеличивается для слабых электролитов (эндотермическая реакция).

· от числа атомов кислорода в молекуле кислот одного и того же элемента. Чем больше атомов кислорода в молекуле кислот, тем больше степень ее диссоциации.

Например, HСlO (хлорноватистая кислота) – практически не распадается на ионы, она слабее угольной (a < 0,17 %),

HСlO₃ (хлорноватая кислота) a = 90 %

HClO₄ (хлорная кислота) a = 95 %