8.Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Константа химического равновесия.

В водных растворах некоторые электролиты полностью распадаются на ионы. Другие электролиты распадаются на ионы частично, часть их молекул остаётся в растворе в недиссоциированном виде.

Число, показывающее, какая часть молекул распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоциации.

Степень эл.диссоциации (α) равна отношению числа молекул, которые распались на ионы, к общему числу молекул в растворе:

α = n/N • 100 %

где n – число молекул, распавшихся на ионы; N – общее число растворенных молекул.

Степень диссоциации зависит от природы растворителя и природы растворяемого вещества, концентрации раствора, температуры и других факторов. При уменьшении концентрации электролита (при разбавлении раствора), степень диссоциации увеличивается, так как увеличивается расстояние между ионами в растворе и уменьшается возможность соединения их в молекулы. При повышении температуры степень диссоциации, как правило, увеличивается.

В зависимости от степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, т.е. их степень диссоциации равна 1 (100%). К сильным электролитам относятся: 1) соли; 2) сильные кислоты; 3) щелочи.

Слабые электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы, т.е. их степень диссоциации меньше 1 (100%). К слабым электролитам относятся: 1) слабые кислоты; 2)слабые нерастворимые в воде основания; 3) гидроксид аммония; 4) вода.

Константа химического равновесия — характеристика химической реакции, по значению которой можно судить о направлении процесса при исходном соотношении концентраций реагирующих веществ, о максимально возможном выходе продукта реакции при тех или иных условиях.

Константа химического равновесия определяется по закону действующих масс. Ее значения находят расчетно или на основании экспериментальных данных. Константа химического равновесия зависит от природы реагентов и от температуры.

9.Кислоты, основания, соли с точки зрения электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, оснований, солей в водных растворах.

Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов – катионы водорода Н⁺

одноосновной азотной кислоты:

НNO₃ ↔ Н⁺ + NO₃^-

двухосновной серной кислоты:

H₂SO₄ ↔ 2H⁺ +SO₄²⁺

слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Число ступеней диссоциации зависит от основности слабой кислоты.

I. Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^-

II. НСО₃^- ↔ Н⁺ + СО₃^2-

Общие свойства всех кислот объясняются наличием в растворах гидратированных ионов водорода Н⁺.

Основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов – гидроксид-ионы ОН^-.

однокислотное остнование гидроксид калия:

КОН ↔ К⁺ + ОН^-

сильное двухкислотное основание гидроксид кальция:

Са(ОН)₂ ↔ Са²⁺ + 2ОН^-

слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Число ступеней диссоциации определяется кислотностью слабого основания.

I. Fe(OH)₂ ↔ FeOH⁺ + OH^-

II. FeOH⁺ ↔ Fe²⁺ + OH^-

Основания имеют некоторые общие свойства, обусловленные присутсвием гидроксид-ионов.

Амфотерные гидроксиды могут взаимодействовать с кислотами и с основаниями. Теория электролитической диссоциации объясняет двойственные свойства амфотерных гидроксидов.

Амфотерные гидроксиды – это слабые электролиты, которые при диссоциации образуют одновременно катионы водорода и гидроксид-анионы, т.е. диссоциируют по типу кислоты и по типу основания.

В амфотерных гидроксидах диссоциация по типу кислот и по типу оснований происходит потому, что прочность химических связей между атомами металла и кислорода (Ме – О) и между атомами кислорода и водорода (О-Н) почти одинаковая. Поэтому в водном растворе эти связи разрываются одновременно, и амфотерные гидроксиды при диссоциации образуют катионы Н⁺ и анионы ОН^-.

Составим уравнение электролитической диссоциации гидроксида цинка без учета ступенчатого характера:

2Н⁺ + ZnO₂^2- ↔ H₂ZnO₂ = Zn(OH)₂ ↔ Zn²⁺ + 2OH^-

_{по типу кислоты по типу основания}

Соли – сильные электролиты, образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка.

нормальные соли:

К₂СО₃ ↔ 2К⁺ + СО₃^2-

кислые соли имеют сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и кислотный остаток:

NaHCO₃ ↔ Na⁺ + HCO₃^- (α = 1)

сложный анион частично диссоциирует:

HCO₃^- ↔ Н⁺ + СО₃^2- (α < 1)

основные соли имеют сложный катион, состоящий из атомов металла и гидроксогрупп:

Fe(OH)₂Cl ↔ Fe(OH)₂⁺ + Cl^- (α = 1)

сложный катион частично диссоциирует:

Fe(OH)₂⁺ ↔ FeOH²⁺ + OH^- (α < 1)

FeOH²⁺ ↔ Fe³⁺ + OH^- (α < 1)