Хімія. Повторне видання. 9 клас. Григорович

Цей підручник можна завантажити у PDF форматі на сайті тут.

§ 9. Електролітична дисоціація кислот, основ і солей у водних розчинах

Електролітична дисоціація кислот

Під час розчинення у воді кислоти, солі й основи дисоціюють на позитивно та негативно заряджені йони (катіони й аніони). Визначимо характерні спільні ознаки дисоціації електролітів кожного класу сполук.

Кислоти, як ви пам’ятаєте, складаються з Гідрогену та кислотного залишку, сполучених ковалентним полярним зв’язком. У попередньому параграфі на прикладі розчинення гідроген хлориду ми розглянули, як під дією молекул води полярний зв’язок перетворюється на йонний, і кислота дисоціює на катіони Гідрогену та хлорид-іони.

Отже, з позиції теорії електролітичної дисоціації Арреніуса,

Кислоти — це електроліти, під час дисоціації яких утворюються катіони Гідрогену й аніони кислотного залишку.

Кислота → mН⁺ + Кислотний залишок^m^-

Подібно до хлоридної кислоти відбувається дисоціація й інших кислот, наприклад нітратної:

У разі дисоціації молекули сульфатної кислоти число катіонів Гідрогену вдвічі перевищує число аніонів кислотного залишку — сульфат-іонів. Заряд аніона дорівнює -2 (у формулах йонів записують «2-»):

Назви аніонів, що утворюються в разі дисоціації кислот, збігаються з назвами кислотних залишків. Вони наведені в таблиці розчинності на форзаці.

Легко помітити, що під час дисоціації різних кислот утворюються різні аніони, але катіони тільки одного типу — катіони Гідрогену Н⁺. Отже, з позиції теорії електролітичної дисоціації, саме катіони Гідрогену зумовлюють характерні властивості кислот — кислий смак, зміну забарвлення індикаторів, реакції з активними металами, основними оксидами, основами й солями.

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, відщеплюючи йони Гідрогену послідовно, один за одним. Наприклад, у розчині сульфатної кислоти відбуваються такі процеси:

Як видно з наведених рівнянь дисоціації багатоосновної кислоти, аніони, що утворюються під час ступінчастої дисоціації на першій стадії, містять йони Гідрогену. Це відображено в назві аніонів: HSO₄^- — гідрогенсульфат-іон.

Електролітична дисоціація ортофосфатної кислоти відбувається в три стадії:

Сумарне рівняння дисоціації ортофосфатної кислоти має вигляд:

Отже, кожній багатоосновній кислоті відповідає кілька аніонів, і всі вони одночасно наявні в розчині.

Зверніть увагу, що в деяких рівняннях дисоціації стоять двонаправлені стрілки. Що вони означають, ви дізнаєтеся в наступному параграфі.

Електролітична дисоціація основ

Основи утворені катіонами металічного елемента та гідроксид-аніонами. Під час дисоціації основ ці йони переходять у розчин. Число гідроксид-іонів, що утворюються в ході дисоціації, дорівнює заряду йона металічного елемента. Отже, з позиції теорії електролітичної дисоціації,

Основи — це електроліти, що дисоціюють на катіони металічного елемента та гідроксид-аніони.

Основа Мⁿ⁺ + nОН^-

Розгляньмо рівняння дисоціації основ на прикладі дисоціації натрій гідроксиду та барій гідроксиду:

NaOH → Na⁺ + ОН^-

Під час дисоціації основ утворюються аніони одного типу — гідроксид-іони ОН^-, що визначають усі характерні властивості розчинів лугів: здатність змінювати забарвлення індикаторів, реагувати з кислотами, кислотними оксидами й солями.

Електролітична дисоціація солей

Солі утворені катіонами металічного елемента й аніонами кислотного залишку. Під час розчинення солей у воді ці йони переходять у розчин. Отже,

Солі — це електроліти, що дисоціюють на катіони металічного елемента й аніони кислотного залишку.

Сіль → mМⁿ⁺ + nКислотний залишок^m^-

Розгляньмо дисоціацію солей на прикладі дисоціації калій нітрату:

ΚΝΟ₃→ К⁺+ ΝΟ₃^-

Аналогічно дисоціюють й інші солі, наприклад кальцій нітрат і калій ортофосфат:

Ca(NO₃)₂ → Са²⁺ + 2NO₃^-

К₃РО₄→ 3К⁺+ РО₄^3-

У рівняннях дисоціації солей заряд катіона за абсолютною величиною дорівнює валентності металічного елемента, а заряд аніонів такий самий, як і у випадку дисоціації кислот, описаних вище.

Наприклад, купрум(ІІ) сульфат дисоціює на йони Сu²⁺ та SO₄^2-:

CuSO₄ → Cu²⁺+ SO₄^2-

а ферум(III) нітрат — на йони Fe³⁺ та NO₃^-:

Fe(NO₃)₃→ Fe³⁺ + 3NO₃^-

Заряд катіонів металічних елементів у більшості випадків можна визначити за Періодичною системою. Заряди катіонів металічних елементів головних підгруп зазвичай дорівнюють номеру групи, в якій розміщений елемент:

група IА	група IIА	група IIІА
Li⁺, Na⁺, К⁺	Mg²⁺, Са²⁺, Ва²⁺	Al³⁺, Sc³⁺, Ga³⁺

Металічні елементи побічних підгруп зазвичай утворюють кілька йонів, наприклад Fe²⁺, Fe³⁺.

Заряди кислотних залишків зручніше визначати за числом йонів Гідрогену в складі молекули кислоти. Заряди деяких кислотних залишків наведено в таблиці розчинності на форзаці.

Зверніть увагу, що в рівняннях дисоціації кислот, основ і солей сумарний заряд катіонів і аніонів має дорівнювати нулю, оскільки будь-яка речовина є електронейтральною.

Ступінчаста дисоціація зумовлює можливість існування кислих та основних солей. Кислі солі містять йони Гідрогену, як кислоти. Саме тому такі солі називають кислими. А в основних солях містяться гідроксид-іони, як в основах. За першою стадією дисоціації сульфатної кислоти утворюється гідрогенсульфат-іон HSO₄^-, завдяки чому існують кислі солі: NaHSO₄ (натрій гідрогенсульфат), Al(HSO₄)₃(алюміній гідрогенсульфат) тощо. Для ортофосфатної кислоти також характерні кислі солі: К₂НРО₄ (калій гідрогенортофосфат) або КН₂РО₄(калій дигідрогенортофосфат).

У розчинах кислі солі дисоціюють у дві стадії:

KH₂PO₄ → K⁺ + H₂PO₄^-, H₂PO₄^- H⁺+ HPO₄^2-

Кислі солі характерні тільки для багатоосновних кислот, оскільки вони дисоціюють ступінчасто. Єдиним винятком є одноосновна кислота — флуоридна. Завдяки водневому зв'язку в розчині цієї кислоти є частинки H₂F₂, і флуоридна кислота може утворювати кислу сіль складу KHF₂.

Деякі нерозчинні гідроксиди утворюють катіони, в яких наявний гідроксид-іон. Наприклад, Алюміній міститься у складі катіона АlОН²⁺, завдяки чому існує сіль складу AlOHCl₂ (алюміній гідроксид хлорид). Таку сіль називають основною.

Ключова ідея

Контрольні запитання

100. Дайте визначення кислотам, основам і солям з позиції теорії електролітичної дисоціації.
101. У чому полягає особливість дисоціації багатоосновних кислот порівняно з одноосновними? Поясніть на прикладі сульфатної кислоти.

Завдання для засвоєння матеріалу

102. Унаслідок дисоціації молекули кислоти утворився йон, що має заряд 3-. Скільки йонів Гідрогену при цьому утворилося?

103. Складіть рівняння електролітичної дисоціації кислот: карбонатної, бромідної, нітритної. Назвіть аніони, що утворюються.

104. Які з наведених кислот будуть дисоціювати ступінчасто: НСl, Н₂СО₃, HNO₃, H₂S, НСl, H₂SO₃? Відповідь підтвердьте рівняннями реакцій.

105. Складіть рівняння дисоціації солей: магній нітрату, алюміній хлориду, барій броміду, натрій карбонату, натрій ортофосфату.

106. Наведіть по одному прикладу солей, щоб у разі їх дисоціації кількістю речовини 1 моль утворювалося: а) 2 моль йонів; б) 3 моль йонів; в) 4 моль йонів; г) 5 моль йонів. Запишіть рівняння дисоціації.

107. Запишіть заряди йонів у речовинах: a) Na₂S, Na₂SO₄, MgSO₄, Na₃PO₄, AlPO₄; б) K₂SO₄, Mg(NO₃)₂, Ca₃(PO₄)₂, NaOH, Ba(OH)₂. Назвіть ці речовини.

108. Складіть рівняння електролітичної дисоціації речовин: калій гідроксид, барій сульфід, ферум(ІІІ) нітрат, магній хлорид, алюміній сульфат.

109. Складіть формулу речовини, під час дисоціації якої утворюються йони Кальцію й гідроксид-іони.

110. Із поданого переліку речовин випишіть окремо електроліти й неелектроліти: НСl, Са, Cr₂(SO₄)₃, Fe₂O₃, Mg(OH)₂, СО₂, Sr(OH)₂, Sr(NO₃)₂, P₂O₅, H₂O. Складіть рівняння дисоціації електролітів.

111. У разі дисоціації певного нітрату утворився 1 моль катіонів із зарядом 2+. Яка кількість речовини нітрат-іонів при цьому утворилася?

112. Складіть формули та запишіть рівняння дисоціації ферум(ІІ) сульфату й ферум(ІІІ) сульфату. Чим відрізняються ці солі?

113. Наведіть по одному прикладу рівнянь дисоціації солей за наведеними схемами (буквою М позначений металічний елемент, а X — кислотний залишок): a) MX → М²⁺ + X^2-; б) МХ₃→ М³⁺ + 3Х^-; в) М₃Х → 3М⁺ + X^3-; г) М₂Х₃→ 2М³⁺ + 3Х^2-.