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 (ОЭО_O-Na) равна:

3,5 - 0,9  2,6.

Разность ОЭО кислорода и водорода (ОЭО_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 типуи является типичным основанием: NaOH Na⁺+ OH^-.

В соединении HClO₄:ОЭО_О-Сl3,5 - 3,00,5;

ОЭО_О-Н3,5 - 2,11,4.

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

Соединение HClO диссоциирует по кислотному типуи является типичной кислотой:

HClO₄  H⁺ + ClO₄^-.

Если степени ионности связей О-R и О-Н сравнимы по величине, электролиты проявляют свойства и кислоты, и основания, т.е. имеют двойственный характердиссоциации. 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-,

^NH₄^{Cl = NH}₄^{+ + 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).