Чтение онлайн

Степень диссоциации – это доля от единицы или от 100 %. Для слабых электролитов « С 1 (100 %).

Для слабых кислотН nА степень диссоциации по каждой следующей ступени резко уменьшается по сравнению с предыдущей:

Степень диссоциации зависит от природы и концентрации электролита, а также от температуры раствора; она растет при уменьшенииконцентрации вещества в растворе (т. е. при разбавлении раствора) и при нагревании.

В разбавленныхрастворах сильных кислотН nА их гидроанионы Н n-1А не существуют, например:

B концентрированныхрастворах содержание гидроанионов (и даже исходных молекул) становится заметным:

(суммировать уравнения стадий обратимой диссоциации нельзя!). При нагревании значения 1и 2возрастают, что способствует протеканию реакций с участием концентрированных кислот.

Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор катионы водорода и никаких других положительных ионов не образуют:

Распространенные сильные кислоты:

В разбавленном водном растворе (условно до 10 %-ного или 0,1-молярного) эти кислоты диссоциируют полностью. Для сильных кислот Н nА в список вошли их гидроанионы(анионы кислых солей), также диссоциирующие полностью в этих условиях.

Распространенные слабые кислоты:

Основания – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид-ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют:

Диссоциация малорастворимыхоснований Mg(OH) 2, Cu(OH) 2, Mn(OH) 2, Fe(OH) 2и других практического значения не имеет.

К сильнымоснованиям ( щелочам) относятся NaOH, КОН, Ва(ОН) 2и некоторые другие. Самым известным слабым основанием является гидрат аммиака NH 3Н 2O.

Средние соли – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор любые катионы, кроме Н +, и любые анионы, кроме ОН – :

Речь идет только о хорошо растворимых солях. Диссоциация малорастворимыхи практически нерастворимыхсолей значения не имеет.

Аналогично диссоциируют двойные соли:

Кислые соли(большинство из них растворимы в воде) диссоциируют полностью по типу средних солей:

Образующиеся гидроанионы подвергаются, в свою очередь, воздействию воды:

а) если гидроанион принадлежит сильнойкислоте, то он сам диссоциирует также полностью:

и полное уравнение диссоциации запишется в виде:

(растворы таких солей обязательно будут кислыми, как и растворы соответствующих кислот);

б) если гидроанион принадлежит слабойкислоте, то его поведение в воде двойственно – либо неполная диссоциация по типу слабой кислоты:

либо взаимодействие с водой (называемое обратимым гидролизом):

При 1> 2преобладает диссоциация (и раствор соли будет кислым), а при 1> 2– гидролиз (и раствор соли будет щелочным). Так, кислыми будут растворы солей с анионами HSO 3 – , H 2PO 4 – , H 2AsO 4 – и HSeO 3 – , растворы солей с другими анионами (их большинство) будут щелочными. Другими словами, название «кислые» для солей с большинством гидроанионов не предполагает, что эти анионы будут вести себя в растворе как кислоты (гидролиз гидроанионов и расчет отношения между 1и а 2изучаются только в высшей школе).

Осн'oвныесоли MgCl(OH), Cu 2CO 3(OH) 2и другие в своем большинстве практически нерастворимы в воде, и обсуждать их поведение в водном растворе невозможно.

Сама вода – это очень слабыйэлектролит:

Концентрации катиона Н +и аниона ОН – в чистой воде весьма малы и составляют 1 10 – 7моль/л при 25 °C.

Катион водорода Н +представляет собой простейшее ядро – протон р +(электронная оболочка катиона Н +– пустая, 1s 0). У свободного протона велики подвижность и проникающая способность, в окружении полярных молекул Н 2O он не может оставаться свободным. Протон тут же присоединяется к молекуле воды:

В дальнейшем для простоты оставляется запись Н +(но подразумевается Н 3O +).

В воде содержание ионов Н +и ОН одинаково; в водных растворах кислот появляется избыток ионов Н +, в водных растворах щелочей – избыток ионов ОН (за счет диссоциации кислот и оснований).

Типы среды водных растворов:

Содержание Н +и ОН – в водных растворах обычно выражают через водородный показательрН (читается пэ-аш) и аналогичный ему гидроксильный показательрОН: