§8.2. Особливості розчинів кислот, основ та солей

1. ДИСОЦІАЦІЯ КИСЛОТ

НCl  Н⁺ +Сl^– H₂SO₄  2Н⁺ + SO₄^2–

КИСЛОТИ – це електроліти, які у водному розчині дисо­цію­ють з утворенням йона Н⁺ (протону водню) та кислотного залишку (аніону кислоти).

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчато:

H₂SO₄  Н⁺ + HSO₄^– 1 ступінь

HSO₄^–  Н⁺ + SO₄^2– 2 ступінь

Н₃РО₄  Н⁺ + H₂PO₄^–  Н⁺ + HPO₄^2–  Н⁺ + PO₄^3–

Перший ступінь йде більш активно, ніж другий, а другий більш активно, ніж третій. Проте, Н⁺ може існувати самостійно тільки в газах, в розчинах Н⁺ миттєво приєднується до молекули Н₂О за донорно-акцепторним механізмом та утворює [Н₃О⁺] – йон гідроксонію.

Н⁺ + Н₂О  [Н₃О⁺]

Окрім йону Н₃О⁺, інших позитивно заряджених йонів в розчинах кислот не утворюється. [Н₃О]⁺ додає розчину кислий смак, створює кисле середовище (рН < 7) та змінює забарвлення індикаторів.

2. ДИСОЦІАЦІЯ ОСНОВ.

NaOH  Na⁺ + ОН^–

ОСНОВИ - це електроліти, які в розчинах дисоціюють з утворенням катіону металу та гідроксид аніону (ОН^–)^.

Основи, які мають декілька груп ОН^– дисоціюють ступінчасто:

Mg(OH)₂  MgOН⁺ + ОН^–  Mg²⁺ + ОН^–

Крім ОН^– – йонів, інших негативно заряджених йонів в розчинах основи не утворюють. ОН^–-йони створюють лужне середовище розчину (рН>7) та змінюють забарвлення індикаторів.

3. ДИСОЦІАЦІЯ СОЛЕЙ.

СОЛІ – це електроліти, які при дисоціації утворюють катіони металу та аніон кислотного залишку.

Середні солі дисоціюють повністю, кислі, основні та комплексні – ступінчасто, але ступінь дисоціації за другим ступенем дуже малий:

KNO₃  К⁺ + NO₃^–, Na₂CO₃  2Na⁺ + СО₃^2–, СаCl₂  Са²⁺ + 2Сl^–

Zn(OH)NО₃  Zn(OH)⁺ + NО₃^– 1 ступінь

Zn(OH)⁺  Zn²⁺ + ОH^– 2 ступінь

NaHSiO₃  Na⁺ + HSiO₃^– 1 ступінь

HSiО₃^–  Н⁺ + SiО₃^2– 2 ступінь

§8.3. Ступінь дисоціації. Сильні та слабкі електроліти. Константа дисоціації.

Оскільки електролітична дисоціація – процес оборотний, в розчинах електролітів разом з йонами є й молекули. Тому розчини електролітів характеризуються:

• СТУПЕНЕМ ДИСОЦІАЦІЇ (α), який дорівнює відно­шенню числа молекул, що розпалися на йони (n), до загального числа молекул (N) розчиненої речовини:

­

Якщo α = 0, то дисоціації немає, а якщо α = 1 або 100 %, то електроліт повністю розпадається на іони.

Ступінь дисоціації залежить від природи речовини і розчинника, температури і концентрації розчину. Ступінь дисоціації зростає при збільшенні температури і при розбавленні розчину, тобто при зменшенні концентрації речовини в розчині.

За ступеню дисоціації, всі електроліти діляться на СИЛЬНІ та СЛАБКІ:

• Сильні електроліти при розчиненні у воді повністю дисо­цію­ють на іони;

• Слабкі електроліти при розчиненні у воді лише частково дисо­цію­ють на іони.

Таблиця 8.1.

Розподіл електролітів за ступенем дисоціації

Сильні (α >30%)	Слабкі (α <3%)
КИСЛОТИ
H2SO4, HNO3, НCl, НСlO4, НМnО4, HBr, H2CrO4, Н2Сr2О7 та інші	H2SiO3, Н2СО3, НСN, HSCN, Н3ВО3, HNО2, H2SO3, H3PO3, H2S, СН3СООН, С17Н35СООН, Н3РО4, HF та інші
ОСНОВИ
Всі луги: NaOH, КОН, Ва(ОН)2, LiOH, RbOH, CsOH та інші	Малорозчинні у воді: Са(ОН)2, NH4OH. Нерозчинні у воді: Fe(OH)3, Al(OH)3,Cu(OH)2, Mg(OH)2 та інші
СОЛІ
Розчинні у воді солі	Малорозчинні у воді солі Нерозчинні у воді солі

2. КОНСТАНТА ДИСОЦІАЦІЇ (Кд) – дорівнює відношенню добутку молярних концентрацій йонів до молярної концентрації молекул.

Це важлива характеристика електроліту. Чим більше Кд, тим сильніший електроліт, тим більше йонів він утворює.

Константа дисоціації справедлива для слабких та середньої сили електролітів. Вона є константою рівноваги для реакції

КА  К⁺ + А⁺

де [К⁺] - концентрація катіонів;

[A^-] - концентрація аніонів;

[KA] - концентрація молекул КА.

Константа рівноваги не залежить від концентрації, а залежить тільки від температури, природи розчинника та розчиненої речовини.

- перший ступінь: H3PO4  H++H2P
- другий ступінь: H2P  H++HP
- третій ступінь: HP  H++P
H3PO4  3H++P завжди К1 > К2 > К3