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 (DОЭО_O-Na) равна:

3,5 - 0,9 = 2,6.

Разность ОЭО кислорода и водорода (DОЭО_О-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: DОЭО_О-Сl = 3,5 - 3,0 = 0,5;

DОЭО_О-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⁺+ HРO₄^2- (2 ступень)

К₂ = = 6,2^.10^-3

HРO₄^2- «H⁺+ РO₄^3- (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⁺+ ZnO₂^2-.

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 = 3К⁺ + РО₄^3-

NH₄Cl = NH₄⁺ + Cl^-

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

NaHCO₃ = Na⁺+ HCO₃^- (1 ступень)

HCO₃^- «H⁺ + CO₃^2- (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).