Методические указания для выполнения самостоятельной работы студентами специальностей 260202 «Технология хлеба, кондитерских и макаронных изделий» (стр. 5 из 12)

Как уже было сказано выше, ЭД слабых электролитов – обратимый процесс. Поэтому силу электролита также можно охарактеризовать с помощью константы химического равновесия процесса диссоциации электролита – константы диссоциации. Так, например, диссоциация уксусной кислоты протекает по уравнению:

СН₃СООН ↔ СН₃СОО^–+Н⁺

характеризуется константой диссоциации:

Зависимость между степенью диссоциации и константой диссоциации слабого электролита определяется законом разбавления Оствальда:

.

Константа диссоциации зависит от температуры, но не зависит от концентрации электролита. В этом ее преимущество по сравнению со степенью электролитической диссоциации. Чем больше значение константы диссоциации, тем сильнее электролит.

3. Диссоциация кислот, оснований и солей

3.1. Диссоциация кислот

Согласно теории электролитической диссоциации, кислотами называют вещества, которые в водных растворах образуют в качестве катионов ионы водорода Н+. Одноосновная кислота диссоциирует на ионы в одну ступень. Например:

НСl

Н⁺+ Сl^–.

Двухосновные кислоты распадаются на ионы в две ступени:

первая ступень: H₂SO₄

Н⁺ + HSO₄^- ,

вторая ступень: HSO₄^-

Н⁺ + SO₄^2-.

* Первая ступень диссоциации, как правило, осуществляется в большей степени, чем вторая. Из уравнений диссоциации видно, что в растворе серной кислоты имеются три вида ионов: Н+, HSО₄^- и SO₄²-.

Трехосновные кислоты диссоциируют по трем ступеням: по первой ступени в большей степени, чем по второй, а по второй — в большей, чем по третьей. Например, диссоциация фосфорной кислоты протекает по схемам:

первая ступень: Н₃РО₄

Н⁺ + Н₂РО₄^- (дигидрофосфат-ион),

вторая ступень: Н₂РО₄^-

Н⁺ + НРО₄^2-

(гидрофосфат-ион),

третья ступень:НРО₄^2-

Н⁺ + РО₄^3-

(фосфат-ион).

Водный раствор фосфорной кислоты содержит ионы водорода Н+, дигидрофосфата Н₂РО₄^-, гидрофосфата НРО₄^2- и фосфата РО₄^3-, причем ионов Н₂РО₄^- больше, чем НРО₄^2-, а последних больше, чем РО₄^3-. Количество ионов РО₄^3- ничтожно мало.

3.2 Диссоциация оснований

По теории электролитической диссоциации основаниями называют вещества, которые в водных растворах в качестве анионов содержат только ионы гидроксила ОН^-. Диссоциацию оснований можно выразить, например, следующими уравнениями:

NaOH

Na⁺ + ОН^-; Ва(ОН)₂ Ва²⁺ + 2ОН^–.

Вещества, которые диссоциируют и как кислоты и как основания, называются амфотерными соединениями или амфолитами. К ним относятся гидроксиды некоторых металлов. Например, А1(0Н)₃, Zn(OH)₂ и др.

Zn(OH)₂

Zn²⁺ + 2ОН^-

(диссоциация по типу основания),

H₂ZnО₂

2Н⁺ + ZnO2₂^2-

(диссоциация по типу кислоты).

Следовательно, в растворе амфотерного соединения содержатся
ионы металла, гидроксил-ионы, ионы водорода и кислотного остатка.

Вода диссоциирует по уравнению

Н_аО 5

Н⁺ + ОН-.

Следовательно, вода также проявляет свойства кислоты, образуя ионы Н+, и свойства основания, образуя ионы ОН^-.

3.3 Диссоциация солей

Диссоциация нормальной соли. Нормальная соль диссоциирует на ион металла, аммония NH₄⁺ и ион кислотного остатка:

КNO₃

K⁺ + NО₃^-,

Al₂(SO₄)₃

2Al³⁺ + 3SO₄^2-.

3.3.1 Диссоциация кислой соли

В данном случае диссоциация протекает по нескольким ступеням.

Например, KHSO4 диссоциирует по двум ступеням:

первая ступень: KHSO₄

К⁺ + HSO₄^-,

вторая ступень: HSO₄^-

Н⁺ + SO₄².

Как видно, раствор кислой соли содержит катионы водорода (как результат диссоциации по второй ступени) и металла (в отличие от кислоты, содержащей только ионы водорода).

3.3.2 Диссоциация основной соли

Основные соли — это соли, молекулы которых кроме ионов металла и кислотного остатка, содержат ионы гидроксогруппы. Например, хлорид гидроксомагния MgOHCl. Диссоциация этой соли протекает согласно уравнению

первая ступень: MgOHCl

MgOH⁺+Cl^-,

вторая ступень: MgOH⁺

Mg²⁺+OH^-.

Основные соли алюминия: сульфат гидроксоалюминия AIOHSO₄ и сульфат дигидроксоалюминия [A1(OH)₂]₂SO4, диссоциируют, как показано ниже:

A1OHSO₄

А1ОН²⁺ + SO₄^2-, [А1(ОН)₂]₂ SO₄ 2 [А1(ОН)₂]⁺ + SO₄^2-.

3.3.3 Диссоциация двойной соли

Если атомы водорода в многоосновной кислоте замещены атомами двух различных металлов, соль называют двойной. Примеры: алюмокалиевые квасцы KA1(SO₄)2 ∙ 12H2O; сегнетова соль (тартрат калия-натрия) NaKC₄H₄O₆, фосфат аммония-натрия NH₄Na₂PO₄. Диссоциация их протекает по схеме

KA1(SO₄)₂

К⁺ + А1^з+ + 2S0₄^2-,

NaKC₄H₄O_e

Na⁺ + К⁺ + С₄Н₄О₆^2-,

Na₂NH₄PO₄

2Na⁺ + NH₄⁺ + PO₄^3-.

Как видно, в водном растворе двойной соли содержатся катионы двух металлов или металла и аммония.

Диссоциация комплексных солей. При диссоциации комплексных солей образуются простой и комплексный ионы.

Например:

K₄[Fe (CN)₆]

4K⁺ + [Fe(CN)₆]^4-,

[Fe(CN)₆]^4-

Fe²⁺+6CN^-

[Ag(NH₃)₂]Cl

[Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl-,

[Ag(NH₃)₂]⁺

Ag⁺+2 NH₃.

В растворе комплексной соли практически нет отдельных ионов элементов, входящих в комплексный ион. Так, в растворе соли K4[Fe(CN)₆] нет ионов Fe²⁺ и CN^-, а есть сложный комплексный ион [Fe(CN)₆]⁴- так как диссоциация по второй ступени протекает незначительно.

Пример 1. Назовите вещества и напишите уравнения реакции диссоциации H₂S, Cu(NO₃)_2, Ca(H₂PO₄)₂ AlOHCl₂.

Выполнение. Слабая сероводородная кислота диссоциирует ступенчато:

H₂S

Н⁺ + HS^-

(первая ступень),

HS^-

Н⁺+ S^2-