Слабые и сильные электролиты. Константа диссоциации.

Лекция по теме: «Диссоциация кислот, оснований, солей.

Слабые и сильные электролиты. Константа диссоциации.

Диссоциация воды. Водородный показатель рН.»

План лекции:

1. Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах.

2. Слабые и сильные электролиты. Константа диссоциации.

3. Диссоциация воды.

4. Водородный показатель рН и кислотно-основные индикаторы.

Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах.

1. Кислоты– это электролиты, при диссоциации которых в водных растворах всегда образуются катионы Н⁺.

HNO₃ ↔ Н⁺ + NO₃^-

Основность кислоты – это число ионов Н⁺, которое может образоваться при полной диссоциации одной молекулы кислоты.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

I ступень: H₂CO₃ ↔ Н⁺ + HCO₃^-,

II ступень: HCO₃^- ↔ Н⁺ + CO₃^2-.

Сумма: H₂CO₃ ↔ 2Н⁺ + CO₃^2-

Количество ступеней диссоциации кислоты равно ее основности.

2. Основания – это электролиты, при диссоциации которых в водных растворах всегда образуются анионы ОН^-.

NaОН ↔ Na⁺ + ОН^-.

Кислотность основания - это число ионов ОН^-, которое может образоваться при полной диссоциации одной молекулы основания.

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

I ступень: Bi(OH)₃ ↔ Bi(OH)₂⁺ + ОН^-,

II ступень: Bi(OH)₂^- ↔ Bi(OH)²⁺+ ОН^-,

III ступень: Bi(OH)² ↔ Bi³⁺ + ОН^-.

Сумма: Bi(OH)₃ ↔ Bi³⁺ + 3ОН^-.

Количество ступеней диссоциации основания равно его кислотности.

3. Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или катион аммония NH₄) и анионы кислотных остатков.

KNO₃ ↔ K⁺ + NO₃^-

а) средние соли – такие соли, у которых все ионы Н⁺ в кислоте замещены на катионы металлов. Средние соли диссоциируют сразу и полностью.

CaCl₂ ↔ Ca²⁺ + 2Cl^-.

б) кислые соли – такие соли, у которых не все ионы Н⁺ в кислоте замещены на катионы металла. Кислые соли диссоциируют ступенчато:

I ступень: КН₂РО₄ ↔ К⁺ + Н₂РО₄^-,

II ступень: Н₂РО₄^- ↔ Н⁺+ НРО₄^2-,

III ступень: НРО₄^2- ↔ Н⁺ + РО₄^3- .

Сумма: КН₂РО₄ ↔ К⁺ + 2Н⁺ + РО₄^3-.

в) основные соли – такие соли, у которых часть кислотных остатков в соли замещена на ионы ОН^-. Основные соли диссоциируют ступенчато.

I ступень: Са(ОН)Cl ↔ Са(ОН)⁺ + Cl^-,

II ступень: Са(ОН)⁺ ↔ Са²⁺ + ОН^-.

Сумма: Са(ОН)Cl ↔ Са²⁺ + Cl^- + ОН^-.

Слабые и сильные электролиты. Константа диссоциации.

Электролиты подразделяют на слабые и сильные в зависимости от степени диссоциации. Сильные электролиты диссоциируют полностью (α=0,5 - 1), слабые – частично (α= 0,001-0,5).

Сильные электролиты: некоторые кислоты (сильные кислоты): HNO₃, HCl, H₂SO₄; щелочи (сильные основания) NaOH, KOH, LiOH и др.; все соли.

Слабые электролиты:некоторые кислоты (слабые кислоты) H₂CO_3, H₂S, H₂SiO₃, H₂SO₃, HClO; нерастворимые основания (слабые основания): Сu(OH)₂, Fe(OH)₃ и др.

Но степень диссоциации электролита сильно зависит от его концентрации. Более удобной характеристикой силы электролита является константа диссоциации К_д , которая не зависит от концентрации электролита.

Для равновесия: АВ ↔ А⁺ + В^- константа диссоциации выглядит:

К_д = с(А⁺)*с(В^-)/с(АВ).

Чем меньше К_д, тем меньше концентрация ионов в растворе и больше концентрация нераспавшихся молекул, тем слабее электролит.

Константа диссоциации имеет смысл только для слабых электролитов, т.к. для сильных электролитов величина в знаменателе стремится к 0.

Если электролит диссоциирует ступенчато, то существует К_д для каждой ступени.

I ступень Н₃РО₄ ↔ Н⁺ + Н₂РО₄^- К_д = с(Н⁺)*с(Н₂РО₄^-)/с(Н₃РО₄)=7,52*10^-3,

II ступень: Н₂РО₄^- ↔ Н⁺+ НРО₄^2- К_д = с(Н⁺)*с(НРО₄^2-)/с(Н₂РО₄^-)=6,31*10^-8,

III ступень: НРО₄^2- ↔ Н⁺ + РО₄^3- К_д = с(Н⁺)*с(РО₄^3-)/с(НРО₄^2-)=1,26*10^-12.

Фосфорная кислота разлагается по второй и третьей ступеням гораздо меньше, чем по первой. Т.е в растворе можно найти все частицы: Н⁺, Н₃РО₄, Н₂РО₄^-, РО₄^3-.