Соединения при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков

Обновлено: 23.01.2025

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные.

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные частицы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому положительно заряженные частицы называются катионами, а отрицательно заряженные – анионами.

3. Направленное движение происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами (катод заряжен отрицательно, а анод – положительно).

4. Ионизация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация).

Основываясь на теории электролитической диссоциации, можно дать следующие определения для основных классов соединений:

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода. Например,

CH3COOH H+ + CH3COO-.

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, HCl, HNO3 – одноосновные кислоты, H2SO4, H2CO3 – двухосновные, H3PO4, H3AsO4 – трехосновные.

Основаниями называют электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Например,

Растворимые в воде основания называются щелочами.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп. Например, KOH, NaOH – однокислотные основания, Ca(OH)2 – двухкислотное, Sn(OH)4 – четырехкислотное и т.д.

Солями называют электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также ион NH4+) и анионы кислотных остатков. Например,

Электролиты, при диссоциации которых одновременно, в зависимости от условий, могут образовываться и катионы водорода, и анионы – гидроксид-ионы называются амфотерными. Например,

Zn(OH)2 2H+ + ZnO22- или

Zn(OH)2 + 2H2O [Zn(OH)4]2- + 2H+.

Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Диссоциация кислот

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (H + ).

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато :

Н₃РО₄ ↔ Н + + Н₂РО - ₄ (первая ступень) – дигидроортофосфат ион

Н₂РО - ₄ ↔ Н + + НРO 2- ₄ (вторая ступень) – гидроортофосфат ион

НРО 2- ₄ ↔ Н + + PО З- ₄ (третья ступень) – ортофосфат ион

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей.

Диссоциация оснований

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH - ).

Диссоциация щелочей	Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов)
Вспомните! Щёлочи – это основания, растворимые в воде. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, Rb ОН, С s ОН, Fr ОН и Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, R а(ОН)2, а также N Н4ОН	Амфолиты - это электролиты, которые при диссоциации одновре­менно образуют катионы водорода (H + ) и гидроксид-ионы ( OH - ).
Примеры уравнений диссоциации щелочей KOH -> K + + OH - ; NH 4OH ↔ NH + 4 + OH - Многокислотные основания диссоциируют ступенчато: Ba(ОН)2 -> Bа(ОН) + + OH - (первая ступень) Ba(OH) + ↔ Ba 2+ +OH - (вторая ступень)	Примеры уравнений диссоциации амфолитов Н2O ↔ Н + + ОН - Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН)2 можно выра­зить уравнением: 2ОН - + Zn 2+ + 2Н2О ↔ Zn (ОН)2 + 2Н2О ↔ [Zn(ОН)4] 2- + 2Н +

Диссоциация солей

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH + ₄) и анионы кислотных остатков.

Например, диссоциация средних солей :

Кислые же и основные соли диссоци­ируют ступенчато:

Диссоциация кислых солей	Диссоциация основных солей
У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. KHSO4 -> K + + HSO - 4 HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4	У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы. Mg( OH )Cl -> Mg( OH ) + + Cl - Mg ( OH ) + ↔ Mg 2+ + OH -

БИЛЕТ №22

Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения реакций.

Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах.

Урок №8. Диссоциация кислот, оснований и солей

Диссоциация кислот

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (H + )

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Н ₃ РО ₄ ↔ Н + + Н ₂ РО - ₄ (первая ступень) – дигидроортофосфат ион

Н ₂ РО - ₄ ↔ Н + + НРO 2- ₄ (вторая ступень) – гидроортофосфат ион

Диссоциация оснований

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH - )

Щёлочи – это основания, растворимые в воде (основания щелочных и щелочноземельных металлов) : LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН) ₂ , Sr(ОН) ₂ , Ва(ОН) ₂ , Rа(ОН) ₂ , а также NН ₄ ОН

Примеры уравнений диссоциации щелочей:

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ba(ОН) ₂ → Bа(ОН) + + OH - (первая ступень)

Ba(OH) + ↔ Ba 2+ +OH - (вторая ступень)

Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов)

Амфолиты - это электролиты, которые при диссоциации одновре­менно образуют катионы водорода (H + ) и гидроксид-ионы (OH - )

Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН) ₂ можно выра­зить уравнением:

2ОН - + Zn 2+ + 2Н ₂ О ↔ Zn(ОН) ₂ + 2Н ₂ О ↔ [Zn(ОН) ₄ ] 2- + 2Н +

Диссоциация солей

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов, а также катион аммония (NH + ₄ ) и анионы кислотных остатков.

Диссоциация средних солей

Кислые и основные соли диссоци­ируют ступенчато.

Диссоциация кислых солей

У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода.

Диссоциация основных солей

У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.

MgOHCl → MgOH + + Cl -

MgOH + ↔ Mg 2+ + OH -

ЗАДАНИЕ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ: HF, Mg(OH) ₂ , CaCl ₂ , Zn(NO ₃ ) ₂ , Ba(OH) ₂ , K ₂ SO ₄ , H ₂ SiO ₃ , FeI ₃ , NiCl ₂ , H ₃ PO ₄ , Ca(OH) ₂ , Na ₂ CO ₃ , Na ₃ PO ₄ , HNO ₃ , KOH, Ba(OH) ₂ , H ₂ SO ₃ , Ca(NO ₃ ) ₂ , Ca ₃ (PO ₄ ) ₂ , H ₂ S, NaOH, HBr

Теория электролитической диссоциации

Раствор хлорида натрия хорошо проводит электрический ток, но в сухом виде кристаллики поваренной соли ток не проводят. Почему? На этот вопрос отвечает теория электролитической диссоциации, которую мы сейчас рассмотрим. Впервые ее описал шведский ученый Сванте Аррениус. Электролитическую диссоциацию изучают в рамках курса химии за 9 класс.

29 декабря 2021

· Обновлено 3 июня 2022

Ждём вас 8 октября в 13:00. Вместе с педагогами, психологами и другими экспертами в образовании и воспитании ответим на главные вопросы мам и пап.

Что такое электролитическая диссоциация

Как известно, электрический ток — это направленное движение свободных электронов или ионов, т. е. заряженных частиц. В растворах электролитов, проводящих ток, за это отвечают свободные ионы.

В 1882 году шведский химик С. Аррениус при изучении свойств растворов электролитов обратил внимание, что они содержат больше частиц, чем было в сухом веществе. Например, в растворе хлорида натрия 2 моля частиц, а NaCl в сухом виде содержит лишь 1 моль.

Это позволило ученому сделать вывод, что при растворении таких веществ в воде в них появляются свободные ионы. Так были заложены основы теории электролитической диссоциации (ТЭД) — в химии она стала одним из важнейших открытий.

Электролитическая диссоциация — это процесс, в ходе которого молекулы электролитов взаимодействуют с водой или другим растворителем и распадаются на ионы. Она может иметь обратимый или необратимый характер. Обратный процесс называется моляризацией.

Благодаря диссоциации растворы электролитов обретают способность проводить ток. Сванте Аррениус не смог объяснить, почему разные вещества сильно отличаются по электропроводности, но это сделал Д. И. Менделеев. Он подробно описал процесс распада электролита на ионы, который объясняется его взаимодействием с молекулами воды (или другого растворителя).

Схема электролитической диссоциации: KA ⇄ K + (катион) + A - (анион).

Уравнение диссоциации на примере хлорида натрия: NaCl ⇄ Na + + Cl - .

Иногда можно встретить выражение «теория электрической диссоциации», но так говорить не стоит. В этом случае можно подумать, что распад молекул на ионы обусловлен действием электротока. На самом деле процесс диссоциации не зависит от того, проходит ток в данный момент через раствор или нет. Все, что нужно — это контакт электролита с водой (растворителем).

Бесплатный курс для современных мам и пап от Екатерины Мурашовой. Запишитесь и участвуйте в розыгрыше 8 уроков

Механизм электролитической диссоциации

При контакте с водой или другими растворителями диссоциации подвержены все вещества с ионной связью. Также распадаться на ионы могут вещества с ковалентной полярной связью, которая под действием воды переходит в ионную, а после разрушается.

Механизм диссоциации электролитов удобно рассматривать на примере хлорида натрия NaCl. Его кристаллическая решетка образована катионами натрия Na + и анионами хлора Cl - , которые удерживаются вместе благодаря ионной связи. При растворении в воде каждый кристалл хлорида натрия окружают ее молекулы.

Отметим, что молекулы воды — это диполи. На одном конце они несут атомы водорода с частичным положительным зарядом, а на другом — атомы кислорода с частичным отрицательным. Соответственно, атомы кислорода притягиваются к катионам натрия, а атомы водорода — к анионам хлора. Эта сила электростатического притяжения ослабляет и в итоге разрывает ионную связь между натрием и хлором. Вещество диссоциирует на ионы.

После распада хлорида натрия образовавшиеся ионы Na + и Cl - окружают молекулы воды, создавая гидратную оболочку. Ионы с такой оболочкой называют гидратированными.

Если вместо воды был использован другой растворитель — например, этанол, его молекулы создают сольватную оболочку. В этом случае ионы называются сольватированными.

Сущность процесса электролитической диссоциации передает схема:

Электролиты и неэлектролиты

Хотя электролитическая диссоциация происходит независимо от действия электротока, между этими явлениями есть связь. Чем выше способность вещества распадаться на ионы при взаимодействии с растворителем, тем лучше оно проводит электроток. По такому критерию известный физико-химик М. Фарадей выделил электролиты и неэлектролиты.

Электролиты — это вещества, которые после диссоциации на ионы в растворах и расплавах проводят электроток. Обычно в их молекулах ионные или полярные ковалентные связи.

Неэлектролиты — это вещества, которые не распадаются на ионы в растворах и расплавах, а значит, не обладают проводимостью в растворенном виде. Для них характерны ковалентные неполярные или слабополярные связи.

Степень диссоциации

В зависимости от того, сколько молекул диссоциировало на ионы, вещество может быть сильным или слабым электролитом. Этот показатель называется степенью диссоциации, его измеряют от 0 до 1 либо в процентах.

Степень диссоциации — это отношение количества распавшихся на ионы молей вещества к исходному количеству молей.

Если в растворе на ионы распадаются все 100% электролита, .

По силе электролиты делятся на следующие группы:

Молекулы сильных электролитов необратимо распадаются на ионы, поэтому в уравнениях нужно ставить знак =. Реакции со слабыми электролитами обратимы, поэтому ставится знак ⇄.

Пошаговый гайд от Екатерины Мурашовой о том, как перестать делать уроки за ребёнка и выстроить здоровые отношения с учёбой.

Ступенчатая диссоциация

В отдельных случаях вещества расщепляются на ионы в несколько этапов или ступеней. Например, такая реакция характерна для основных и кислых солей, многоосновных кислот. Ступенчатая диссоциация может включать два этапа и более, при этом на первой ступени концентрация ионов всегда больше, чем на последующих.

Пример 1

Ортофосфорная кислота диссоциирует в 3 ступени. На первой из них наблюдается максимальная концентрация дигидрофосфат-ионов, а на последней остается минимальное количество фосфат-ионов (диссоциация почти не идет). Данная кислота не относится к сильным электролитам, поэтому реакция обратима.

Пример 2

Кислая соль Ca(HCO₃)₂ диссоциирует в 3 ступени. Поскольку это сильный электролит, на первом этапе реакция необратима. На втором этапе распадается на ионы слабый кислотный остаток HCO₃ - и слабый электролит, поэтому реакция обратима.

Как диссоциируют разные группы веществ

Диссоциация кислот

Приводит к образованию катионов водорода H + и отрицательно заряженных кислотных остатков:

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

AlOHCl₂ = AlOH 2+ + 2Cl -

AlOH 2+ ⇄ Al 3+ + OH -

Диссоциация оснований

Происходит с образованием гидроксильных групп OH - и положительно заряженных ионов металла. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью, а слабые — ступенчато и обратимо.

Сильные основания:

Слабые основания:

CuOH + ⇄ Cu 2+ + OH -

Диссоциация солей

Ведет к образованию катионов металлов (или катиона аммония) и отрицательно заряженных кислотных остатков.

Средние соли в растворах полностью распадаются в одну ступень.

Кислые соли распадаются ступенчато. На первом этапе отделяются катионы металла, а на втором — катионы водорода.

Основные соли также диссоциируют в две ступени. На первой отделяются кислотные остатки, а за ними — гидроксильные группы OH - .

MgOHBr = MgOH + + Br -

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH -

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

С помощью молекулярных уравнений можно показать состав вещества с разложением его на молекулы. Полные ионные уравнения отражают реакцию диссоциации, т. е. расщепление молекул на ионы. Но в таком виде расписывают только сильные электролиты.

Не раскладывают на ионы:

Рассмотрим это на примере взаимодействия между нитратом свинца и серной кислотой.

Сульфат свинца PbSO₄ мы не будем раскладывать на ионы, поскольку это слабый электролит.

Полное ионное уравнение: Pb 2+ + 2NO₃ - + 2H + + SO₄ 2- → 2H + + 2NO₃ - + PbSO₄↓

Сократить это выражение очень просто — нужно убрать из обеих частей одинаковые ионы, которые не изменились в ходе реакции.

Сокращенное ионное уравнение: Pb 2+ + SO₄ 2- → PbSO₄↓

Как составить уравнение диссоциации

В левой части пишем молекулярную формулу вещества, а в правой — формулы образовавшихся катионов и анионов. Между ними ставим знак =, если это сильный электролит, или знак ⇄ — если средний или слабый. После этого нужно проставить коэффициенты перед ионами и проверить сумму катионов и анионов (она всегда равна 0).

Основные положения теории электролитической диссоциации

Итак, мы разобрались, что такое диссоциация в химии, а сейчас повторим ключевые моменты:

При взаимодействии с водой или другими растворителями в электролитах разрывается химическая связь между частицами и они распадаются на ионы — происходит электролитическая диссоциация.

Под действием электротока катионы перемещаются к положительно заряженному электроду, анионы — к отрицательно заряженному. Раствор электролита обладает проводимостью.

Степень диссоциации зависит от типа электролита и от внешних условий. Для сильных электролитов она необратима, для слабых — это обратимая реакция.

Химические свойства электролитов соответствуют свойствам ионов, которые образовались при диссоциации.

Вопросы для самопроверки

Чем электролиты отличаются от неэлектролитов? Приведите примеры тех и других веществ.

Согласно теории диссоциации что является причиной распада электролитов на ионы?

Что такое степень диссоциации и как она измеряется?

В каких случаях электролитическая диссоциация кислот бывает ступенчатой?

При каких условиях в уравнении диссоциации ставится знак =, а при каких — знак ⇄?

Какие компоненты ионного уравнения не раскладываются на ионы?

§ 3.4. Соли

Соли — это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков.

С позиций теории электролитической диссоциации солями называют сложные вещества, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков. К солям также относят неорганические соединения, содержащие ион аммония и кислотный остаток: NH₄Cl, (NH₄)₂SO₄.

Классификация и номенклатура

В зависимости от полноты замещения атомов водорода в кислотах или гидроксогрупп в составе оснований различают средние, кислые и основные соли. Кислые соли могут образовывать только многоосновные кислоты ( Н₂ SO₄, Н ₂СO₃, Н₂ S, Н ₃РO₄), основные соли — только многокислотные основания (Mg (OH)₂ , Cu (OH)₂ , Al (OH)₃ ).

В основе систематических названий солей лежат названия кислотных остатков: MgSO₄ — сульфат магния, Fe₂(SO₄)₃ — сульфат железа(III). В названия основных солей перед названием металла добавляют слово «гидроксо»: Mg(OH)Cl — хлорид гидроксомагния, (СuOH)₂CO₃ — карбонат гидроксомеди(II) (малахит). Кислые соли называют, добавляя перед названием кислотного остатка слово «гидро-»: NaHCO₃ — гидрокарбонат натрия (питьевая сода).

Твёрдые соли часто в своём составе содержат воду, и в этом случае их называют кристаллогидратами: FeSO₄ ∙ 7H₂O , Na₂СO₃ ∙ 10H₂O . В их названиях указывают число молекул воды, приходящихся на одну формульную единицу безводной соли: CuSO₄ ∙ 5H₂O — пентагидрат сульфата меди(II), Na₂SO₄ ∙ 10H₂O — декагидрат сульфата натрия. Их тривиальные названия — медный купорос, мирабилит (глауберова соль).

Отдельную группу солей образуют комплексные соединения. В школьном курсе вы встретите небольшое число таких соединений, содержащих сложные, комплексные, ионы. Наиболее часто в состав комплексного иона входят катион металла и связанные с ним анионы или молекулы. При написании химических формул такие ионы заключают в квадратные скобки. Этим подчёркивают особо прочные связи между атомами в комплексном ионе. Примерами могут служить:

• Na₂[Zn(OH)₄] — тетрагидроксоцинкат натрия;
• K₃[Al(OH)₆] — гексагидроксоалюминат калия;
• K[Al(OH)₄] — тетрагидроксоалюминат калия.

В курсе органической химии вы ознакомились с солями карбоновых кислот (ацетат натрия СН₃СООNa, стеарат калия C₁₇H₃₅COOK (жидкое мыло)) и солями аминов (хлорид метиламмония СН₃NH₃Cl, гидросульфат фениламмония С₆Н₅NH₃HSO₄).

Физические свойства

Соли — твёрдые кристаллические вещества. Окраска солей может быть обусловлена как ионами металла, так и анионами кислотного остатка (рис. 6.4).

Рис. 6.4. Образцы солей: а — перманганат калия KMnO₄, б — дихромат калия K₂Cr₂O₇, в — хлорид калия KCl, г — карбонат гидроксомеди(II), или малахит, (СuOH)₂CO₃, д — декагидрат карбоната натрия Na₂CO₃ ∙ 10H₂O

В зависимости от состава соли имеют разную растворимость в воде. Самые простые сведения о ней приведены в «Таблице растворимости солей, кислот, оснований» (см. форзац учебника).

В водном растворе при диссоциации cолей образуются катионы металла и анионы кислотного остатка:

NaHCO₃ → Na + + (кислая соль слабой кислоты);

NaHSO₄ → Na + + H + + (кислая соль сильной кислоты);

Химические свойства солей

К общим химическим свойствам солей относят их взаимодействие с кислотами, щелочами, другими солями и металлами.

Реакции растворов солей с металлами имеют и другие особенности, кроме отмеченных выше. Действительно, более активные металлы вытесняют менее активные. Но если более активным является щелочной или щёлочноземельный металл (Са, Sr, Ba, Ra), то в растворе он в первую очередь реагирует с водой, а образовавшаяся щёлочь может вступить в реакцию с солью. Например, при опускании кусочка натрия в раствор сульфата меди(II) возможны такие реакции:

то есть происходит реакция обмена между солью и образовавшейся щёлочью.

Вследствие выделения значительного количества теплоты образующийся гидроксид разлагается до оксида, водород частично восстанавливает оксид:

Дополнительно можно отметить реакции солей бескислородных кислот с неметаллами, кислородсодержащих кислот — с кислотными и амфотерными оксидами, а также термическое разложение некоторых солей.

В главе IV вы рассмотрите ещё одно важное свойство многих солей — способность подвергаться гидролизу.

Получение солей

Способы получения солей многочисленны и разнообразны, при этом они являются отражением химических свойств оксидов, кислот, оснований. Например, некоторые важнейшие способы можно представить как взаимодействие веществ различных классов. Это наглядно иллюстрируют приведённые ниже уравнения реакций.

Вопросы, задания, задачи

4. Составьте формулы солей:

• а) фосфат калия, карбонат магния, силикат натрия, сульфат железа(III);
• б) фосфат цинка, сульфат алюминия, нитрат меди(II), хлорид кальция.

5. Составьте уравнения возможных реакций раствора нитрата железа(II) с веществами, формулы которых: Cu, Na, NaOH, Na₂SO₄, KNO₃, HCl.

6. В каждом ряду укажите металл, способный вступать в реакцию замещения с водным раствором соли CuCl₂:

Составьте уравнения соответствующих реакций.

7. Определите массовую долю соли в растворе, полученном при растворении медного купороса массой 25 г в:

• а) воде массой 275 г;
• б) растворе сульфата меди(II) массой 195 г с массовой долей соли 5 %.

8. Определите молярную концентрацию нитрата натрия в растворе:

• а) с массовой долей 18 % и плотностью 1,118 г/см 3 ;
• б) с массовой долей 1 % и плотностью 1,004 г/см 3 .

9. Предложите пять способов получения соли:

10. После прокаливания нитрата меди(II) массой 9,4 г масса твёрдого остатка составила 5,08 г. Определите массу неразложившегося нитрата.

Самоконтроль

1. К солям относят вещества, формулы которых:

2. При умеренном нагревании разлагаются соли металлов:

• а) сульфаты;
• б) фосфаты;
• в) хлориды;
• г) карбонаты.

3. Хлорид железа(II) может реагировать с:

4. Соль не образуется в реакции:

5. Для приготовления раствора объёмом 0,5 дм 3 сульфата меди(II) c молярной концентрацией 0,01 моль/дм 3 необходимо взвесить медный купорос массой:

Читайте также:

  
• Сбор металла на продажу
  
• Сковорода со съемной ручкой нева металл 26 см
  
• Как сделать полукруг из металлического профиля
  
• Теплые металлические входные двери в частный дом
  
• Влияние низких температур на металлы