Вопрос № 2. Количественные характеристики процесса диссоциации (20 мин).

Диссоциация кислот, гидроксидов, солей

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода. Основность кислотыопределяется числом катионов водорода, образующихся при диссоциации.

HCl ⇄ H⁺ + Cl^- (одноосновная кислота)

H₂SO₄ ⇄ 2H⁺ + (SO₄)^2- (двухосновная кислота)

Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем диссоциация чаще всего идет по первой , реже второй ступени.

Н₃РО₄ ⇄ Н⁺ + Н₂РО₄^- ( I ступень)

Н₂РО₄^- ⇄ Н⁺ + НРО₄^2- ( II ступень)

НРО₄^2- ⇄ Н⁺ + РО₄^3- ( III ступень)

Гидроксидами или основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Кислотность оснований определяется числом гидроксид ионов, образующихся при диссоциации.

NH₄OH ⇄ NH₄⁺ + OH^- (однокислотный гидроксид)

Са(ОН)₂ ⇄ Са²⁺ + 2ОН^- (двухкислотный гидроксид)

Аналогично кислотам двух- и многокислотные гидроксиды диссоциируют ступенчато:

Са(ОН)₂ ⇄ СаОН⁺ + ОН^- ( I ступень)

СаОН⁺ ⇄ Са²⁺ + ОН^- (II ступень)

Имеются электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют и катионы водорода и гидроксид-ионы. Такие электролиты называются амфотерными. Например,

Zn(OH)₂ ⇄ Zn²⁺ + 2OH^-

Zn(OH)₂ = H₂ZnO₂ ⇄ ZnO₂^2- + 2H⁺

Амфотерным электролитом является вода, т.к . в незначительном количестве диссоциирует Н₂О = НОН ⇄ Н⁺ + ОН^-.

Однако такая запись является упрощенной, поскольку в растворе катион водорода существует в виде гидратированной частицы – иона гидроксония Н⁺(Н₂О) = Н₃О⁺. Для простоты в реакциях ион гидроксония условно обозначают Н⁺.

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также катион аммония NH₄⁺) и анионы кислотных остатков.

Na₂SO₄ ⇄ 2Na⁺ + SO₄^2-

Так диссоциируют средние соли. Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато:

KHSO₄ ⇄ K⁺ + HSO₄^- (I ступень)

HSO₄^- ⇄ H⁺ + SO₄^2- (II ступень)

MgOHCl ⇄ MgOH⁺ + Cl^- (I ступень)

MgOH⁺ ⇄ Mg²⁺ + OH^- (II ступень)

(Все определения, формулы, графики даются под запись).

Вопрос № 2. Количественные характеристики процесса диссоциации (20 мин).

Поскольку электролитическая диссоциация – процесс обратимый, то в растворе наряду с ионами присутствуют и молекулы. Количественно охарактеризовать процесс диссоциации можно с помощью двух основных величин: степени диссоциации и константы диссоциации, связанных между собой.

Степень диссоциации ( a)– это отношение числа распавшихся на ионы молекул(n) к общему числу молекул (N): a = n/N.

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях или процентах.

При a = 0 диссоциация отсутствует; при a = 1 (100 %) – электролит полностью распадается на ионы; a = 0,2 (20 %) означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

Степень диссоциации зависит от:

1) природы электролита и растворителя;

2) концентрации растворенного вещества;

3) температуры – степень диссоциации возрастает при нагревании раствора.

Количественно оценить процесс диссоциации можно и с помощью константы диссоциации электролита.

Запишем уравнение диссоциации слабой цианистоводородной кислоты

HCN ⇄ H⁺ + CN^- .

В момент установившегося равновесия в растворе скорость диссоциации молекул на ионы будет равна скорости образования молекул из ионов. Константа равновесия данного процесса и будет константой диссоциации электролита:

К_{дис. HCN} =

Из приведенного выражения видно, что чем больше значение К_дис., тем больше концентрация образовавшихся ионов Н⁺ и CN^-, и, следовательно, больше способность к диссоциации.

Константа и степень диссоциации связаны между собой. Для приведенного примера обозначим: с – исходная концентрация НСN, моль/л; a - степень диссоциации НСN. Тогда в состоянии равновесия концентрации ионов и молекул будут

[H⁺] = a× c; [CN^-] = a× c; [HCN] = c - a× c = с(1-a).

Подставим эти величины в выражение для константы диссоциации

К_дис.HCN = .

Цианистоводородная кислота имеет очень малую степень диссоциации a<1 и 1-a » 1. Тогда К_дис.HCN =a² × c.

Для любого слабого электролита связь константы диссоциации и степени диссоциации выражается следующим уравнением:

К_дис. =a² × c.

Это соотношение называется законом разбавления Оствальда: степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора (уменьшении концентрации растворенного вещества).