Диссоциация солей

Средние соли	Кислые и основные соли	Комплексные соли
В одну ступень	Диссоциация сложных анионов и катионов – ступенчато (по типу слаб. эл-та)	На комплексный ион и внешнюю сферу как сильный электролит. Комплексный ион – по типу слабого электролита
Na2SO4 Û 2Na++SO42-	Na2HPO4Û2Na++HPO42- à HPO42-Û H+-+PO43- ß	К3[Fe(CN)6] Û 3К++[Fe(CN)6]3- à [Fe(CN)6]ÛFe3+ + 6CN- ß

 

Способность электролитов проводить электрический ток объясняется распадом нейтральных молекул на заряженные частицы (ионы) под действием полярных молекул растворителя, например воды (теория электролитической диссоциации Аррениуса 1887г.). В зависимости от степени диссоциации ( a) все электролиты делятся на сильные и слабые.

Степень диссоциации (распада) a = , т.е. отношение числа распавшихся молекул (молей) к общему числу молекул (молей). Часто выражают в процентах: a = ^.100%. Например, a = 30 % означает, что из 100 молекул распаду подвергаются 30 молекул.

Сила электролита характеризуется также константой диссоциации (К_дис.)

Например, СН₃СООН Û СН₃СОО^- + Н⁺

^{слаб.элек-т ß}

К_{дис =} (вследствие закона действующих масс), где [CH₃COO^-], [CH₃COOH], [H⁺]- концентрации

К_дис не зависит от концентрации, поэтому является физико-химической константой для данного вещества (приводится в приложении 4 – «Константы диссоциации кислот»). Константа диссоциации слабых электролитов < 10^-2. Закон разбавления Оствальдапозволяет установить взаимосвязь между константой диссоциации и степенью диссоциации:

К_дис = , если a<<1, то К_дис = a^2.С, где С- концентрация электролита Þ a =

Ионные реакции. При составлении ионной реакции руководствуются принципом Ле-Шателье, т.е. реакция становится необратимой (®) если в результате нее образуются:

а) малорастворимое вещество (осадок) или

б) легколетучее вещество (газ) или

в) малодиссоциирующее вещество (слабый электролит)

Пример 1.Написать уравнения реакции в молекулярной, в полной и краткой ионной формах:

СH₃СООН + KOH ® СH₃СООK + H₂O – молекулярное уравнение

^{слаб.эл-т сил.эл-т сил.эл-т слаб.эл-т}

СH₃СООН + K⁺ +OH^-®K⁺+ СH₃СОО ^-+ 3H₂O – ионное уравнение

Данное уравнение отражает состояние вещества в водном растворе с точки зрения теории электролитической диссоциации (сильные электролиты диссоциируют на ионы; слабые – слабо диссоциируют, т.е. существуют в основном в виде нейтральных молекул).

СH₃СООН + OH^-®^- СH₃СОО^- + 3H₂O – краткое ионное уравнение получают, исключив одинаковые ионы в правой и левой части полного ионного уравнения.

Пример 2.Составить молекулярные уравнения исходя из краткого ионного уравнения:

S^2- + H⁺® H₂S­ – краткая ионная форма уравнения

^{ион ион}

K₂S + 2HCl ® H₂S­+2KCl – молекулярная форма уравнения

^{сил. эл-т сил.эл-т}

данное уравнение составлено из утверждения, что иону соответствует сильный электролит.

Рекомендуемая литература: [1], с.231-246; [2], с.218-224.