ответ: диссоциацию кислот, оснований и солей мы будем рассматривать в водных растворах. при этом необходимо отметить, что в данном случае оксиды будут неэлектролитами и, если вещество нерастворимо в воде, то оно также является неэлектролитом (хотя вам известно, что есть вещества, которые в воде растворяются, но являются неэлектролитами).
диссоциация кислот
● кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катиона образуются только катионы водорода н+.
необходимо знать, что сильные кислоты нацело диссоциируют на катионы водорода и кислотный остаток, тогда как слабые кислоты диссоциируют ступенчато.
сильные кислоты:
hno3 h+ + no3-
(без учёта молекул воды, т.е. вариант записи электролитической диссоциации). так как при диссоциации образуются протоны (катионы водорода), а процесс протекает в водном растворе, то происходит протонизация молекул воды. образуется ион-гидроксония (смотри лекцию 3). следовательно, правильнее записывать уравнение электролитической диссоциации следующим образом:
hno3 + н2о h3о+ + no3-
при написании уравнений реакций электролитической диссоциации необходимо учитывать, что суммарно заряды левой и правой частей уравнений должны быть одинаковыми.
рассмотрим другие примеры диссоциации сильных кислот:
hclo4 h+ + clo4-
h2so4 2h+ + so42-
слабые кислоты:
слабые кислоты диссоциируют ступенчато. количество ступеней зависит от основности кислоты (основность кислоты определяется числом атомов водорода, способных замещаться на металл).
одноосновная кислота:
hf h+ + f-
двухосновная кислота:
h2so3 h+ + hso3- (i ступень)
hso3- h+ + so32- (ii ступень)
при этом необходимо помнить, что константы диссоциации по каждой ступени будут отличаться:
для первой ступени для второй ступени
при диссоциации веществ по ступеням, константа диссоциации с каждым разом становится меньше. это связано с тем, что при диссоциации вещества на первой ступени отрыв протона происходит от нейтральной молекулы вещества, а на второй уже от заряженного аниона. отрыв протона (как и любой другой частицы) от иона всегда протекает труднее (энергетические затраты увеличиваются).
диссоциация оснований
● основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве аниона всегда образуются только гидроксид-ионы он-. сильные основания диссоциируют нацело, слабые – по ступеням.
сильные основания:
кoн к+ + oн-
ва(oн)2 ва2+ + 2oн-
слабые основания:
слабые основания диссоциируют ступенчато. количество ступеней зависит от кислотности оснований (количество гидроксильных групп, способных замещаться на кислотный остаток).
двухкислотное основание:
сd(oн)2 cdoh+ + oн-
cdoн+ cd2+ + oн-
при этом необходимо помнить, что константы диссоциации по каждой ступени будут отличаться:
для первой ступени для второй ступени
несмотря на то, что гидроксид кадмия (ii) в воде не растворяется, диссоциацию его мы можем записать. это объясняется тем, что абсолютно нерастворимых веществ в воде не существует. следовательно, в той части гидроксида (ii), которая в воде растворяется, будет протекать электролитическая диссоциация.
диссоциация солей
● средние соли – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катиона образуются катионы металла (или ион аммония nh4+), а качестве аниона – анионы кислотного остатка. растворимые в воде соли диссоциируют нацело:
nano3 na+ + no3-
na2so4 2na+ + so42-
fe2(so4)3 2fe3+ + 3so42-
● амфолиты – это вещества проявляющие двойственную природу свойств (амфотерность) и при диссоциации одновременно могут образовывать катионы водорода н+ (как кислоты) и гидроксид-анионы он- (как основания).
в чистой воде протекает реакция (условно):
н2o н+ + он-
н2o + н+ н3о+
суммарно: н2о + н2о н3о+ + он-
следовательно, вода – типичный амфолит, так как она диссоциирует и как кислота, и как основание.
рассмотрим диссоциацию амфотерных гидроксидов (например, zn(oh)2 и al(oh)3). в зависимости от другого реагента, данные гидроксиды могут проявлять свойства как оснований, так и кислоты. поэтому они диссоциируют по типу кислоты и по типу основания. не рассматривая ступенчатость процессов, уравнения электролитической диссоциации этих веществ можно записать следующим образом:
2h+ + zno22- h2zno2 zn(oh)2 zn2+ + 2oh-
3h+ + alo33- h3alo3 al(oh)3 al3+ + 3oh-
необходимо помнить, что данные гидроксиды в воде не растворяются. следовательно, электролитическая диссоциация данных веществ протекает лишь только в той области, в которой данные гидроксиды растворимы в воде.
Al(OH)₃ + 3HNO₃ = Al(NO₃)₃ + 3H₂O - реакция обмена 2Mg + O₂ = 2MgO - реакция соединения FeCl₂ + 2NaOH= Fe(OH)₂ + 2NaCl - реакция обмена t 2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O - реакция разложения Mg + P₂O₅ ≠ реакция не идёт, есть такая только - 3MgO + P₂O₅ = Mg₃(PO₄)₂ - реакция соединения
Задание №3.
Дано:
m (P) = 6,2 г
Найти: m (P₂O₅) - ?
Решение:
1. Составляем уравнение реакции. 4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅
2. Находим химическое количество фосфора.
Формула:
n = m/M , M (P) = 31 г/моль, n = 6,2/31 = 0,2 моль
3. Найдём массу P₂O₅.
Поскольку количество вещества фосфора относится к количеству вещества оксида фосфора как 4:2 или 2:1, значит количество вещества оксида фосфора равно 0,1 моль.
ответ: диссоциацию кислот, оснований и солей мы будем рассматривать в водных растворах. при этом необходимо отметить, что в данном случае оксиды будут неэлектролитами и, если вещество нерастворимо в воде, то оно также является неэлектролитом (хотя вам известно, что есть вещества, которые в воде растворяются, но являются неэлектролитами).
диссоциация кислот
● кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катиона образуются только катионы водорода н+.
необходимо знать, что сильные кислоты нацело диссоциируют на катионы водорода и кислотный остаток, тогда как слабые кислоты диссоциируют ступенчато.
сильные кислоты:
hno3 h+ + no3-
(без учёта молекул воды, т.е. вариант записи электролитической диссоциации). так как при диссоциации образуются протоны (катионы водорода), а процесс протекает в водном растворе, то происходит протонизация молекул воды. образуется ион-гидроксония (смотри лекцию 3). следовательно, правильнее записывать уравнение электролитической диссоциации следующим образом:
hno3 + н2о h3о+ + no3-
при написании уравнений реакций электролитической диссоциации необходимо учитывать, что суммарно заряды левой и правой частей уравнений должны быть одинаковыми.
рассмотрим другие примеры диссоциации сильных кислот:
hclo4 h+ + clo4-
h2so4 2h+ + so42-
слабые кислоты:
слабые кислоты диссоциируют ступенчато. количество ступеней зависит от основности кислоты (основность кислоты определяется числом атомов водорода, способных замещаться на металл).
одноосновная кислота:
hf h+ + f-
двухосновная кислота:
h2so3 h+ + hso3- (i ступень)
hso3- h+ + so32- (ii ступень)
при этом необходимо помнить, что константы диссоциации по каждой ступени будут отличаться:
для первой ступени для второй ступени
при диссоциации веществ по ступеням, константа диссоциации с каждым разом становится меньше. это связано с тем, что при диссоциации вещества на первой ступени отрыв протона происходит от нейтральной молекулы вещества, а на второй уже от заряженного аниона. отрыв протона (как и любой другой частицы) от иона всегда протекает труднее (энергетические затраты увеличиваются).
диссоциация оснований
● основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве аниона всегда образуются только гидроксид-ионы он-. сильные основания диссоциируют нацело, слабые – по ступеням.
сильные основания:
кoн к+ + oн-
ва(oн)2 ва2+ + 2oн-
слабые основания:
слабые основания диссоциируют ступенчато. количество ступеней зависит от кислотности оснований (количество гидроксильных групп, способных замещаться на кислотный остаток).
двухкислотное основание:
сd(oн)2 cdoh+ + oн-
cdoн+ cd2+ + oн-
при этом необходимо помнить, что константы диссоциации по каждой ступени будут отличаться:
для первой ступени для второй ступени
несмотря на то, что гидроксид кадмия (ii) в воде не растворяется, диссоциацию его мы можем записать. это объясняется тем, что абсолютно нерастворимых веществ в воде не существует. следовательно, в той части гидроксида (ii), которая в воде растворяется, будет протекать электролитическая диссоциация.
диссоциация солей
● средние соли – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катиона образуются катионы металла (или ион аммония nh4+), а качестве аниона – анионы кислотного остатка. растворимые в воде соли диссоциируют нацело:
nano3 na+ + no3-
na2so4 2na+ + so42-
fe2(so4)3 2fe3+ + 3so42-
● амфолиты – это вещества проявляющие двойственную природу свойств (амфотерность) и при диссоциации одновременно могут образовывать катионы водорода н+ (как кислоты) и гидроксид-анионы он- (как основания).
в чистой воде протекает реакция (условно):
н2o н+ + он-
н2o + н+ н3о+
суммарно: н2о + н2о н3о+ + он-
следовательно, вода – типичный амфолит, так как она диссоциирует и как кислота, и как основание.
рассмотрим диссоциацию амфотерных гидроксидов (например, zn(oh)2 и al(oh)3). в зависимости от другого реагента, данные гидроксиды могут проявлять свойства как оснований, так и кислоты. поэтому они диссоциируют по типу кислоты и по типу основания. не рассматривая ступенчатость процессов, уравнения электролитической диссоциации этих веществ можно записать следующим образом:
2h+ + zno22- h2zno2 zn(oh)2 zn2+ + 2oh-
3h+ + alo33- h3alo3 al(oh)3 al3+ + 3oh-
необходимо помнить, что данные гидроксиды в воде не растворяются. следовательно, электролитическая диссоциация данных веществ протекает лишь только в той области, в которой данные гидроксиды растворимы в воде.
объяснение: