в результаті дисоціації яких у водних розчинах утворюється тільки один вид катіонів - катіони водню Н + (точніше - катіони гідроксонію Н 3 Про + ).
Катіон гідроксонію утворюється при взаємодії Н + з молекулою Н 2 О. в результаті утворюється ще одна ковалентний зв'язок кисню з воднем за донорно-акцепторного механізму:
Н + + Н 2 О = Н 3 Про +
Приклади дисоціації кислот:
HCl = H + + Cl Л‰ або HCl + H 2 O = H 3 O + + Cl Л‰ .
багатоосновними кислоти дисоціюють багатоступінчасто:
H 2 SO 4 + H 2 O = H 3 O + + HSO 4 Л‰
HSO 4 Л‰ + H 2 O Гі H 3 O + + SO 4 2 -
Солі - це електроліти, диссоциирующие у водному розчині на катіони металів і аніони кислотного залишку.
Середні солі дисоціюють з утворенням тільки катіонів металу та аніонів кислотного осаду, наприклад:
Ba (NO 3 ) 2 = Ba 2 + + 2NO 3 ВЇ
Солі амонію замість катіона металу містять катіон амонію.
Наприклад:
NH 4 Cl = NH 4 + Cl ВЇ
Основні солі дисоціюють з утворенням катіонів металу, аніонів OH ВЇ та аніонів кислотного осаду.
Кислі солі дисоціюють з утворенням катіонів металу, катіонів водню (гідроксонію) та аніонів кислотного осаду, наприклад:
Ca (HCO 3 ) 2 + 2H 2 O = Ca 2 + + 3H 3 O + + 2CO 3 2 -
Подвійні солі - солі, в результаті дисоціації яких утворюються катіони декількох металів (або амонію якого металу) і аніони одного кислотного залишку. Наприклад, сульфат калію - хрому (хромокаліевие галун):
KCr (SO 4 ) 2 = K + + Cr 3 + + 2SO 4 2 -
Змішані солі - солі, в результаті дисоціації яких утворюються катіони-якого металу і аніони декількох кислотних залишків. Наприклад, хлорид-гіпохлорит кальцію (хлорне вапно):
CaClOCl = Ca 2 + + Cl ВЇ + ClO ВЇ
Електролітична дисоціація - оборотний процес. Зворотний процес - асоціація іонів. При розчиненні одних електролітів рівновагу дисоціації значно зміщена в бік диссоційованих форм, в розчинах таких електролітів дисоціація відбувається майже повністю. Такі електроліти називають сильними . При розчиненні інших електролітів дисоціація відбувається в незначній мірі, такі електроліти називають слабкими електролітами.
Для кількісної оцінки сили електроліту введено поняття ступеня електролітичної дисоціації.
Ступінь електролітичної дисоціації - відношення кількості речовини електроліту, що розпався на іони (Оќ роз ) до кількості речовини електроліту, що надійшов у розчин (ОЅ заг ):
О± = ОЅ роз /ОЅ заг , де О± - ступінь ЕД, 0 <О± ≤ 1.
Ступінь електролітичної дисоціації залежить від природи електроліту, його концентрації в розчині і температури. З розведенням і з підвищенням температури ступінь електролітичної дисоціації зростає.
Оцінити силу різних електролітів можна, порівнюючи ступінь їх електролітичної дисоціації при однакових умовах. Електроліти, ступінь дисоціації яких при 18 В° С в розчинах з концентрацією 0,1 моль/л електроліту близька до 100% відносять до сильним електролітам . Це луги, більшість солей, деякі неорганічні кислоти (HClO 4 , HI, HBr, HCl, HNO 3 , H 2 SO 4 ). Електроліти, ступінь дисоціації яких при 18 В° С в розчинах з концентрацією 0,1 моль/л електроліту значно менше 100% відносять до слабким електролітам . Це багато неорганічних кислоти: H 2 S, HCN, HClO, практично всі органічні кислоти (HCOOH, CH 3 COOH, CH 3 CH 2 COOH), водний розчин аміаку, вода.
Дисоціація слабких електролітів - оборотний процес. Тому силу електроліту також можна охарактеризувати за допомогою константи хімічної рівноваги процесу дисоціації електроліту - константи дисоціації . Константа дисоціації залежить від температури, але не залежить від концентрації електроліту. У цьому її перевага в порівнянні зі ступенем електролітичної дисоціації. Чим більше значення константи дисоціації, тим сильніше електроліт. p> Механізм електролітичної дисоціації речовин
Розглянемо механізм електролітичної дисоціації на прикладі дисоціації хлори...
