Диссоциация оснований

Электролитическая диссоциация

По способности проводить электрический ток в водном растворе или расплаве вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся соли, кислоты, основания. В молекулах этих веществ имеются ионные или ковалентные сильно полярные химические связи.

Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся, например, кислород, водород, многие органические вещества (сахар и др.). В молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.

Электрическая проводимость растворов и расплавов электролитов обусловлена наличием в них положительно и отрицательно заряженных ионов, которые образуются из молекул или кристаллических веществ. Представления об образовании ионов в растворах электролитов утвердились в химии в первой половине XIX в. благодаря работам английского физика и химика М. Фарадея. Процесс распада электролитов на ионы в водных растворах и расплавах называется электролитической диссоциацией.

Теория электролитической диссоциации для водных растворов была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. Рассмотрим основные положения этой теории.

1. При растворении в воде молекулы электролитов диссоциируют (распадаются) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Ионы могут быть образованы из одного атома – простые ионы и нескольких атомов – сложные ионы. Примеры простых ионов: натрий-ионы Na⁺, медь(II)-ионы Cu²⁺, хлорид-ионы Cl^-, сульфид-ионы S^2-; примеры сложных ионов: сульфат-ионы SO₄^2-, перманганат-ионы MnO₄^-, аммоний-ионы NH₄⁺. Справа сверху от формулы иона указывается его заряд в относительных единицах (заряд электрона принимается за –1). В отличие от записи степени окисления при указании заряда иона сначала записывается число единиц заряда (число 1 обычно не пишется), а затем – знак заряда (плюс, минус), например: PO₄^3-, NO₃^-, Na⁺, Al³⁺.

2. Диссоциация – обратимый процесс. Как правило, он не протекает до конца, а в системе устанавливается динамическое равновесие, т. е. Такое состояние, при котором скорость диссоциации равна скорости обратного процесса – образования исходных молекул. Поэтому в уравнениях диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости («), например:

HCl «H⁺ + Cl^-

3. Ионы в водном растворе находятся в хаотическом движении. Если в раствор электролита опустить электроды и приложить к ним электрическое напряжение, то ионы приобретают направленное движение: положительные ионы перемещаются к катоду (отрицательному электроду), а отрицательные ионы – к аноду (положительному электроду). Вследствие этого ионы получили названия: положительные – катионы, отрицательные – анионы. Таким образом, в приведенном выше уравнении диссоциации молекулы HCl катионом является H⁺, а Cl^- - анион.

Сильные и слабые электролиты

В водных растворах тех или иных электролитов электролитическая диссоциация протекает с различной скоростью, причем одни из них диссоциации подвергаются почти полностью, а другие – только частично, поэтому у вторых в растворе находится еще часть молекул в недиссоциированной форме. Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации, которая выражается в долях единицы или в процентах. Степень диссоциации показывает, какая доля молекул электролита распалась на ионы.

В зависимости от значения степени диссоциации все электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах практически полностью диссоциируют на ионы. В водных растворах таких веществ степень диссоциации приближается или равняется 100 %. К сильным электролитам относятся:

- соли

- сильные кислоты (HClO₄, HClO₃, HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄ и др.)

- сильные основания (щелочи), LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂, Ca(OH)₂.

Благодаря тому, что сильные электролиты довольно легко распадаются на ионы, эти вещества быстро вступают в химические реакции по типу ионного обмена.

Слабые электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах диссоциируют только частично, и значительная часть молекул остается в растворе в недиссоциированной форме. Разумеется, степень диссоциации этих электролитов в растворе очень мала, поэтому в реакции ионного обмена они вступают медленно и в более жестких условиях. Примерами слабых электролитов являются:

- слабые кислоты (HClO₂, HClO, HF, H₂S, HNO₂, H₂SO₃, H₂CO₃, H₃PO₄, CH₃COOH, H₃BO₃, HCN и др.)

- слабые нерастворимые в воде основания (Fe(OH)₂, Fe(OH)₃, Al(OH)₃, Cu(OH)₂, CuOH, Ni(OH)₂ и др.)

- гидроксид аммония NH₄OH (NH₃.H₂O)

- вода Н₂О.

Диссоциация кислот

Кислоты – это сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способного замещаться на металл (или катион аммония NH₄⁺) и атомов, входящих в состав кислотного остатка.

С точки зрения ТЭД (теории электролитической диссоциации) кислоты представляют собой электролиты, которые при диссоциации поставляют в раствор в качестве катионов только Н+, а в качестве анионов – ионы кислотного остатка.

Кислоты в водном растворе диссоциируют на катионы водорода (протоны) H⁺ и анионы кислотного остатка, который заряжен отрицательно, причем его заряд по модулю численно равен числу образовавшихся протонов, т. е. числу атомов водорода в кислоте.

HJ Û H⁺ + J^- HNO₃ Û H⁺ + NO₃^- H₂SO₃ Û 2H⁺ + SO₃^2-

В зависимости от числа уходящих атомов водорода, кислоты подразделяются по основности на:

- одноосновные (HCl, HF, HNO₂, HNO₃, HPH₂O₂, HPO₃, HClO₄ и т. д.);

- двухосновные (H₂S, H₂SO₄, H₂CO₃, H₂SO₃, H₂PHO₃, H₂CrO₄);

- трехосновные (H₃PO₄, H₃NO₄, H₃AsO₄, H₃AsO₃);

- четырехосновные (H₄P₂O₇);

- пятиосновные (H₅JO₆).

В зависимости от основности, кислоты диссоциируют ступенчато. Например, HClO₄ – одноосновная кислота, значит, она будет диссоциировать по одной ступени, а H₃PO₄ – трехосновная, поэтому диссоциация ее будет проходить по трем ступеням:

HNO₃ Û H⁺ + NO₃^- H₃PO₄ Û 3H⁺ + PO₄^3-

H₂SO₄Û2H⁺+SO₄^2-

____________________ 1 ступень H₃PO₄ Û H⁺ + H₂PO₄^-

1 ступень H₂SO₄ Û H⁺ + HSO₄^- 2 ступень H₂PO₄^- Û H⁺ + HPO₄^2-

2 ступень HSO₄^- Û H⁺ + SO₄^2- 3 ступень HPO₄^2- Û H⁺ + PO₄^3-

По степени ступенчатой диссоциации кислоты классифицируют на сильные и слабые. Эта способность кислот выражается константами диссоциации по ступеням. Например, как свидетельствуют эти постоянные, все кислоты гораздо легче диссоциируют по первой ступени, нежели по следующим.

Диссоциация оснований

Основания – это сложные вещества, в состав молекулы которых входят атомы металла (или катион аммония NH₄⁺) и атомы гидроксильных групп ОН.

С точки зрения ТЭД, основания – это электролиты, которые при диссоциации в водный раствор поставляют в качестве катионов только ионы металлов (или катион аммония NH₄⁺), а в качестве анионов – только гидроксильные группы ОН.

Основания в водном растворе диссоциируют на катион металла (положительный заряд которого равен его валентности) (или катион аммония NH₄⁺) и на гидроксогруппы, отрицательно заряженные. Как кислоты классифицируются по числу атомов водорода (по основности), так основания классифицируются по количеству гидроксогрупп (по кислотности). Естественно, что однокислотные основания диссоциируют по одной ступени, а многокислотные – по нескольким:

KOH Û K⁺ + OH^- Al(OH)₃ Û Al³⁺ + 3OH^-

Sr(OH)₂ÛSr²⁺+2OH^-

1 ступень Al(OH)₃ Û Al(OH)₂⁺ + OH^-

1 ступень Sr(OH)₂ Û SrOH⁺ + OH^- 2 ступень Al(OH)₂⁺ Û AlOH²⁺ + OH^-

2 ступень SrOH⁺ Û Sr²⁺ + OH^- 3 ступень AlOH²⁺ Û Al³⁺ + OH^-

Основания, так же, как и кислоты, подразделяются на сильные и слабые. Сильные основания являются щелочами. Степень диссоциации щелочей в водном растворе очень высока (сильные электролиты), а слабые основания диссоциации подвергаются в очень незначительной степени (слабые электролиты).

Диссоциация солей

Средние соли в растворе диссоциируют на катион металла (положительный заряд которого равен его валентности) (или катион аммония NH₄⁺) и анион кислотного остатка (отрицательный заряд которого равен числу атомов водорода в соответствующей кислоте). В отличие от диссоциации кислот и оснований, запись диссоциации солей осуществляется не ступенчато:

Na₂SO₃Û2Na⁺+SO₃^2- MgSO₄ÛMg²⁺+SO₄^2- Al₂(SO₄)₃Û2Al³⁺+3SO₄^2-