Vodeni rastvori nekih supstanci su provodnici električne struje. Ove supstance se klasifikuju kao elektroliti. Elektroliti su kiseline, baze i soli, taline nekih supstanci.
DEFINICIJA
Proces razgradnje elektrolita na jone u vodenim rastvorima i talinama pod uticajem električne struje naziva se elektrolitička disocijacija.
Otopine nekih tvari u vodi ne provode struju. Takve tvari se nazivaju neelektroliti. To uključuje mnoga organska jedinjenja, kao što su šećeri i alkoholi.
Teorija elektrolitičke disocijacije
Teoriju elektrolitičke disocijacije formulisao je švedski naučnik S. Arrhenius (1887). Glavne odredbe teorije S. Arrheniusa:
— elektroliti, kada se otapaju u vodi, raspadaju (disociraju) na pozitivno i negativno nabijene jone;
— pod utjecajem električne struje pozitivno nabijeni ioni prelaze na katodu (kationi), a negativno nabijeni prema anodi (anjoni);
— disocijacija je reverzibilan proces
KA ↔ K + + A −
Mehanizam elektrolitičke disocijacije je ion-dipol interakcija između jona i dipola vode (slika 1).
Rice. 1. Elektrolitička disocijacija rastvora natrijum hlorida
Supstance sa jonskim vezama najlakše se disociraju. Slično se dešava i disocijacija u molekulima formiranim prema tipu polarne kovalentne veze (priroda interakcije je dipol-dipol).
Disocijacija kiselina, baza, soli
Prilikom disocijacije kiselina uvijek nastaju joni vodonika (H+), tačnije hidronijum (H3O+), koji su odgovorni za svojstva kiselina (kiseli ukus, djelovanje indikatora, interakcija sa bazama itd.).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 −
Prilikom disocijacije baza uvijek nastaju joni vodonik hidroksida (OH −) koji su odgovorni za svojstva baza (promjene u boji indikatora, interakcija sa kiselinama itd.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Soli su elektroliti, pri čijoj se disocijaciji formiraju kationi metala (ili amonijum kation NH 4+) i anjoni kiselih ostataka.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl −
Višebazne kiseline i baze diociraju postepeno.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 − (I stepen)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II stepen)
Ca(OH) 2 ↔ + + OH − (I stupanj)
+ ↔ Ca 2+ + OH −
Stepen disocijacije
Elektroliti se dijele na slabe i jake otopine. Za karakterizaciju ove mjere postoji koncept i vrijednost stepena disocijacije (). Stepen disocijacije je omjer broja molekula disociranih na jone i ukupnog broja molekula. često izraženo u %.
U slabi elektroliti spadaju supstance čiji je stepen disocijacije u decimolarnom rastvoru (0,1 mol/l) manji od 3%. U jake elektroliti spadaju supstance čiji je stepen disocijacije u decimolarnom rastvoru (0,1 mol/l) veći od 3%. Otopine jakih elektrolita ne sadrže nedisocirane molekule, a proces asocijacije (kombinacije) dovodi do stvaranja hidratiziranih iona i jonskih parova.
Na stepen disocijacije posebno utiču priroda rastvarača, priroda rastvorene supstance, temperatura (za jake elektrolite stepen disocijacije opada sa porastom temperature, a za slabe elektrolite prolazi kroz maksimum u temperaturnom opsegu od 60 o C), koncentracija rastvora i uvođenje istoimenih jona u rastvor.
Amfoterni elektroliti
Postoje elektroliti koji nakon disocijacije formiraju i H + i OH − jone. Takvi elektroliti se nazivaju amfoterni, na primjer: Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2, Al(OH) 3, Cr(OH) 3 itd.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + +OH −
Jednačine jonske reakcije
Reakcije u vodenim otopinama elektrolita su reakcije između jona – ionske reakcije, koje se zapisuju pomoću ionskih jednačina u molekularnom, punom ionskom i skraćenom ionskom obliku. Na primjer:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (molekularni oblik)
Ba 2+ + 2 Cl − + 2 N / A+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 N / A + + 2 Cl− (pun jonski oblik)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (kratki jonski oblik)
pH vrijednost
Voda je slab elektrolit, pa se proces disocijacije odvija u neznatnoj mjeri.
H 2 O ↔ H + + OH −
Zakon djelovanja mase može se primijeniti na bilo koju ravnotežu i izraz za konstantu ravnoteže može se napisati:
K = /
Dakle, ravnotežna koncentracija vode je konstantna vrijednost.
K = = K W
Pogodno je izraziti kiselost (bazičnost) vodene otopine kroz decimalni logaritam molarne koncentracije vodikovih jona, uzetih sa suprotnim predznakom. Ova vrijednost se naziva pH vrijednost.
Jedinstveni državni ispit. Elektrolitička disocijacija soli, kiselina, lužina. Reakcije jonske izmjene. Hidroliza soli
Rastvori i njihova koncentracija, dispergovani sistemi, elektrolitička disocijacija, hidroliza
Tokom lekcije moći ćete provjeriti svoje znanje na temu „Jedinstveni državni ispit. Elektrolitička disocijacija soli, kiselina, lužina. Reakcije jonske izmjene. Hidroliza soli." Razmotrit ćete rješavanje zadataka iz Jedinstvenog državnog ispita grupa A, B i C na različite teme: “Rastopine i njihove koncentracije”, “Elektrolitička disocijacija”, “Reakcije ionske izmjene i hidroliza”. Da biste riješili ove probleme, osim poznavanja tema koje se razmatraju, potrebno je znati koristiti i tablicu rastvorljivosti supstanci, poznavati metodu ravnoteže elektrona i razumjeti reverzibilnost i ireverzibilnost reakcija.
Tema: Rastvori i njihova koncentracija, disperzni sistemi, elektrolitička disocijacija
Lekcija: Jedinstveni državni ispit. Elektrolitička disocijacija soli, kiselina, lužina. Reakcije jonske izmjene. Hidroliza soli
I. Odaberite jednu ispravnu opciju od 4 ponuđene.
|
Pitanje |
Komentar |
|
A1. Jaki elektroliti su: |
Po definiciji, jaki elektroliti su tvari koje se u vodenoj otopini potpuno raspadaju na ione. CO 2 i O 2 ne mogu biti jaki elektroliti. H 2 S je slab elektrolit. Tačan odgovor je 4. |
|
A2. Supstance koje se disociraju samo na metalne ione i hidroksidne jone su: 1. kiseline 2. alkalije 4. amfoterni hidroksidi |
Po definiciji, spoj koji, kada se disocira u vodenoj otopini, proizvodi samo hidroksidne anjone naziva se baza. Samo alkalni i amfoterni hidroksid odgovaraju ovoj definiciji. Ali pitanje kaže da bi jedinjenje trebalo da se disocira samo na metalne katjone i hidroksidne anjone. Amfoterni hidroksid se postepeno disocira, pa su hidroksometalni joni u rastvoru. Tačan odgovor 2. |
|
A3. Reakcija razmjene se odvija do završetka sa stvaranjem tvari netopive u vodi između: 1. NaOH i MgCl 2 2. NaCl i CuSO 4 3. CaCO 3 i HCl (rastvor) |
Da biste odgovorili, trebate napisati ove jednadžbe i pogledati u tablicu rastvorljivosti da vidite ima li netopivih tvari među proizvodima. To je u prvoj reakciji magnezijum hidroksida Mg(OH) 2 Tačan odgovor 1. |
|
A4. Zbir svih koeficijenata u punom i redukovanom ionskom obliku u reakciji izmeđuFe(NO 3 ) 2 +2 NaOHje jednako: |
Fe(NO 3) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 molekularni Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2 NO 3 - kompletna ionska jednačina, zbir koeficijenata je 12 Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ skraćeno jonski, zbir koeficijenata je 4 Tačan odgovor je 4. |
|
A5. Skraćena ionska jednadžba za reakciju H + +OH - →H 2 O odgovara interakciji: 2. NaOH (PP) +HNO 3 3. Cu(OH) 2 + HCl 4. CuO + H 2 SO 4 |
Ova skraćena jednadžba odražava interakciju između jake baze i jake kiseline. Baza je dostupna u verzijama 2 i 3, ali Cu(OH) 2 je nerastvorljiva baza Tačan odgovor 2. |
|
A6. Reakcija jonske izmjene nastavlja se do završetka kada se otopine isprazne: 1. natrijum nitrat i kalijum sulfat 2. kalijum sulfat i hlorovodonična kiselina 3. kalcijum hlorid i srebrni nitrat 4. natrijum sulfat i kalijum hlorid |
Hajde da napišemo kako treba da se odvijaju reakcije jonske razmene između svakog para supstanci. NaNO 3 +K 2 SO 4 →Na 2 SO 4 +KNO 3 K 2 SO 4 +HCl→H 2 SO 4 +KCl CaCl 2 +2AgNO 3 → 2AgCl↓ + Ca(NO 3) 2 Na 2 SO 4 + KCl → K 2 SO 4 + NaCl Iz tabele rastvorljivosti vidimo da je AgCl↓ Tačan odgovor 3. |
|
A7. U vodenom rastvoru disocira postepeno: |
Višebazne kiseline prolaze postepeno disocijaciju u vodenom rastvoru. Među ovim supstancama samo je H2S kiselina. Tačan odgovor 3. |
|
A8. Jednačina reakcije CuCl 2 +2 KOH→ Cu(OH) 2 ↓+2 KClodgovara skraćenoj ionskoj jednačini: 1. CuCl 2 +2OH - →Cu 2+ +2OH - +2Cl - 2. Cu 2+ +KOH→Cu(OH) 2 ↓+K + 3. Cl - +K + →KCl 4. Cu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ |
Napišimo kompletnu ionsku jednačinu: Cu 2+ +2Cl - +2K + +2OH - → Cu(OH) 2 ↓+2K + +2Cl - Eliminirajući nevezane ione, dobijamo skraćenu ionsku jednačinu Su 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ Tačan odgovor je 4. |
|
A9. Reakcija je skoro potpuna: 1. Na 2 SO 4 + KCl→ 2. H 2 SO 4 + BaCl 2 → 3. KNO 3 + NaOH → 4. Na 2 SO 4 + CuCl 2 → |
Napišimo hipotetičke reakcije jonske izmjene: Na 2 SO 4 + KCl → K 2 SO 4 + Na Cl H 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 ↓ + 2HCl KNO 3 + NaOH → NaNO 3 + KOH Na 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2NaCl Prema tabeli rastvorljivosti vidimo BaSO 4 ↓ Tačan odgovor 2. |
|
A10. Rješenje ima neutralno okruženje: 2. (NH 4) 2 SO 4 |
Samo vodene otopine soli koje formiraju jaka baza i jaka kiselina imaju neutralno okruženje. NaNO3 je so koju formiraju jaka baza NaOH i jaka kiselina HNO3. Tačan odgovor 1. |
|
A11. Kiselost tla može se povećati unošenjem otopine: |
Potrebno je odrediti koja će sol dati kiselu reakciju mediju. To mora biti sol koju čine jaka kiselina i slaba baza. Ovo je NH 4 NO 3. Tačan odgovor 1. |
|
A12. Hidroliza se javlja kada se rastvori u vodi: |
Samo soli koje formiraju jaka baza i jaka kiselina ne podliježu hidrolizi. Sve gore navedene soli sadrže jake kiselinske anjone. Samo AlCl 3 sadrži slab bazni kation. Tačan odgovor je 4. |
|
A 13. Ne prolazi kroz hidrolizu: 1. sirćetna kiselina 2. etil sirćetne kiseline 3. skrob |
Hidroliza je od velikog značaja u organskoj hemiji. Esteri, škrob i proteini prolaze kroz hidrolizu. Tačan odgovor 1. |
|
A14. Koji broj označava fragment molekularne jednadžbe kemijske reakcije koja odgovara višestrukoj ionskoj jednadžbi C u 2+ +2 OH - → Cu(OH) 2 ↓? 1. Cu(OH) 2 + HCl→ 2. CuCO 3 + H 2 SO 4 → 3. CuO + HNO 3 → 4. CuSO 4 +KOH→ |
Prema skraćenoj jednadžbi, slijedi da trebate uzeti bilo koje rastvorljivo jedinjenje koje sadrži ion bakra i jon hidroksida. Od svih navedenih jedinjenja bakra, samo je CuSO 4 rastvorljiv, a samo u vodenoj reakciji je OH - . Tačan odgovor je 4. |
|
A15.Kada će koje tvari biti u interakciji, osloboditi se sumporov oksid?: 1. Na 2 SO 3 i HCl 2. AgNO 3 i K 2 SO 4 3. BaCO 3 i HNO 3 4. Na 2 S i HCl |
Prva reakcija proizvodi nestabilnu kiselinu H 2 SO 3 koja se razlaže na vodu i sumporov oksid (IV) Tačan odgovor1.
|
II. Kratak odgovor i odgovarajući zadaci.
|
U 1. Ukupan zbir svih koeficijenata u punoj i redukovanoj ionskoj jednadžbi za reakciju između srebrovog nitrata i natrijum hidroksida je... |
Napišimo jednačinu reakcije: 2AgNO 3 +2NaOH→Ag 2 O↓+ 2NaNO 3 +H 2 O Potpuna jonska jednačina: 2Ag + +2NO 3 - +2Na + +2OH - →Ag 2 O↓+ 2Na + +2NO 3 - +H 2 O Skraćena jonska jednačina: 2Ag + +2OH - →Ag 2 O↓+H 2 O Tačan odgovor: 20 |
|
U 2. Napišite potpunu ionsku jednačinu za interakciju 1 mol kalijum hidroksida sa 1 molom aluminijum hidroksida. Navedite broj jona u jednačini. |
KOH + Al(OH) 3 ↓→ K Potpuna jonska jednačina: K + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - Tačan odgovor: 4 jona. |
|
U 3. Spojite naziv soli s njenim odnosom prema hidrolizi: A) amonijum acetat 1. ne hidrolizuje B) barijum sulfid 2. katjonom B) amonijum sulfid 3. anjonom D) natrijum karbonat 4. katjonom i anjonom |
Da biste odgovorili na pitanje, potrebno je analizirati s kojom jačinom baze i kiseline nastaju ove soli. Tačan odgovor A4 B3 C4 D3 |
|
U 4. Otopina od jednog mola natrijum sulfata sadrži 6,02joni natrijuma. Izračunajte stepen disocijacije soli. |
Napišimo jednačinu za elektrolitičku disocijaciju natrijum sulfata: Na 2 SO 4 ↔ 2Na + +SO 4 2- 0,5 mol natrijum sulfata se raspalo u jone. |
|
U 5. Spojite reagense sa skraćenim ionskim jednačinama: 1. Ca(OH) 2 +HCl → A)NH 4 + +OH - →NH 3 +H 2 O 2. NH 4 Cl + NaOH → B) Al 3+ + OH - → Al(OH) 3 ↓ 3. AlCl 3 +KOH → B) H + +OH - →H 2 O 4. BaCl 2 +Na 2 SO 4 → D) Ba 2+ +SO 4 2- → BaSO 4 ↓ Tačan odgovor: B1 A2 B3 D4 |
|
|
U 6. Napišite kompletnu ionsku jednačinu koja odgovara skraćenoj: WITHO 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 O. Navedite zbir koeficijenata u molekularnoj i ukupnoj ionskoj jednadžbi. |
Morate uzeti bilo koji topljivi karbonat i bilo koju topljivu jaku kiselinu. molekularni: Na 2 CO 3 +2HCl → CO 2 +H 2 O +2NaCl; Puni jonski: 2Na + +CO 3 2- +2H + +2Cl - → CO 2 +H 2 O +2Na + +2Cl - ; |
III.Zadaci sa detaljnim odgovorima
|
Pitanje |
(1887) da objasni svojstva vodenih rastvora elektrolita. Kasnije su ga razvili mnogi naučnici na osnovu doktrine o strukturi atoma i hemijskim vezama. Savremeni sadržaj ove teorije može se svesti na sljedeće tri odredbe:
Šema za otapanje kristala kuhinjske soli. Joni natrijuma i hlora u rastvoru.
1. Elektroliti, kada se rastvore u vodi, disociraju (razbijaju se) na jone - pozitivno i negativno naelektrisane. („Jon“ je grčki za „lutanje“. U otopini, joni se nasumično kreću u različitim smjerovima.)
2. Pod uticajem električne struje joni dobijaju usmereno kretanje: pozitivno naelektrisani se kreću ka katodi, negativno naelektrisani kreću se ka anodi. Stoga se prvi nazivaju kationima, a drugi - anionima. Smjerno kretanje iona nastaje kao rezultat privlačenja njihovih suprotno nabijenih elektroda.
3. Disocijacija je reverzibilan proces. To znači da se javlja stanje ravnoteže u kojem se onoliko molekula raspada na ione (disocijacija), toliko ih se ponovo formira iz jona (asocijacija). Stoga se u jednačinama elektrolitičke disocijacije umjesto znaka jednakosti koristi znak reverzibilnosti.
Na primjer:
KA ↔ K + + A − ,
gdje je KA molekul elektrolita, K + je kation, A − je anjon.
Doktrina o hemijskom vezivanju pomaže u odgovoru na pitanje zašto se elektroliti disociraju u jone. Supstance sa jonskim vezama najlakše se disociraju, jer se već sastoje od jona (vidi Hemijsko vezivanje). Kada se rastvore, vodeni dipoli su orijentisani oko pozitivnih i negativnih jona. Međusobne privlačne sile nastaju između jona i dipola vode. Kao rezultat toga, veza između jona slabi, a ioni se kreću iz kristala u otopinu. Slično se disociraju i elektroliti, čiji se molekuli formiraju prema tipu kovalentne polarne veze. Disocijacija polarnih molekula može biti potpuna ili djelomična - sve ovisi o stupnju polariteta veza. U oba slučaja (prilikom disocijacije jedinjenja sa jonskim i polarnim vezama) nastaju hidratisani ioni, odnosno ioni hemijski vezani za molekule vode.
Osnivač ovog pogleda na elektrolitičku disocijaciju bio je počasni akademik I. A. Kablukov. Za razliku od Arrheniusove teorije, koja nije uzimala u obzir interakciju otopljene tvari s rastvaračem, I. A. Kablukov je za objašnjenje elektrolitičke disocijacije primijenio kemijsku teoriju otopina D. I. Mendeljejeva. Pokazao je da prilikom rastvaranja dolazi do hemijske interakcije rastvorene supstance sa vodom, što dovodi do stvaranja hidrata, a zatim oni disociraju na jone. I. A. Kablukov je vjerovao da vodena otopina sadrži samo hidratizirane ione. Trenutno je ova ideja općeprihvaćena. Dakle, hidratacija jona je glavni uzrok disocijacije. U drugim, nevodenim otopinama elektrolita, kemijska veza između čestica (molekula, jona) otopljene tvari i čestica rastvarača naziva se solvatacija.
Hidrirani joni imaju konstantan i promjenjiv broj molekula vode. Hidrat konstantnog sastava formira ione vodika H+ koji drže jednu molekulu vode - to je hidratizirani proton H+ (H 2 O). U naučnoj literaturi se obično predstavlja formulom H 3 O + (ili OH 3 +) i naziva se hidronij ion.
Kako je elektrolitička disocijacija reverzibilan proces, u otopinama elektrolita, uz njihove jone, postoje i molekuli. Prema tome, otopine elektrolita karakterizira stupanj disocijacije (označen grčkim slovom a). Stepen disocijacije je omjer broja molekula dezintegriranih na jone, n, i ukupnog broja otopljenih molekula N:
Stupanj disocijacije elektrolita određuje se eksperimentalno i izražava se u dijelovima jedinice ili u postocima. Ako je α = 0, onda nema disocijacije, a ako je α = 1, ili 100%, tada se elektrolit potpuno raspada na ione. Različiti elektroliti imaju različite stupnjeve disocijacije. S razrjeđivanjem otopine se povećava, a dodatkom istoimenih iona (istih kao i joni elektrolita) smanjuje.
Međutim, da bi se okarakterisala sposobnost elektrolita da se disocira na jone, stepen disocijacije nije baš prikladna vrednost, pošto je... zavisi od koncentracije elektrolita. Općenitija karakteristika je konstanta disocijacije K. Može se lako izvesti primjenom zakona djelovanja mase na ravnotežu disocijacije elektrolita (1):
K = () / ,
gdje je KA ravnotežna koncentracija elektrolita, a ravnotežne koncentracije njegovih jona (vidi Hemijska ravnoteža). K ne ovisi o koncentraciji. Zavisi od prirode elektrolita, rastvarača i temperature. Za slabe elektrolite, što je veća K (konstanta disocijacije), što je jači elektrolit, to je više jona u otopini.
Jaki elektroliti nemaju konstante disocijacije. Formalno se mogu izračunati, ali neće biti konstantne kako se koncentracija mijenja.
Višebazne kiseline i polikiselinske baze diociraju postepeno. Svaki korak disocijacije ima svoju konstantu disocijacije. Na primjer, za disocijaciju fosforne kiseline:
Smanjenje konstante od prve do treće faze je zbog činjenice da postaje sve teže ukloniti proton kako se negativni naboj rezultirajuće čestice povećava.
Ukupna konstanta disocijacije jednaka je proizvodu konstanti koje odgovaraju pojedinačnim fazama disocijacije. Na primjer, u slučaju fosforne kiseline za proces:
Za procjenu stepena disocijacije slabih elektrolita dovoljno je uzeti u obzir samo prvi stupanj disocijacije. – on, prije svega, određuje koncentraciju iona u otopini.
Kisele i bazične soli također se disociraju u koracima, na primjer:
Lako je primijetiti da je disocijacija hidroaniona ili hidroksokacije identična drugom ili trećem stupnju disocijacije odgovarajuće kiseline ili baze i stoga se pridržava istih zakona koji su formulirani za postupnu disocijaciju kiselina i baza. Posebno, ako bazična sol odgovara slaboj bazi, a kiseloj soli – slabe kiseline, tada dolazi do disocijacije hidroaniona ili hidroksokacije (tj. druge ili treće faze disocijacije soli) u neznatnoj mjeri.
Svaka kiselina koja sadrži kiseonik i svaka baza (što znači kiseline i baze u tradicionalnom smislu) sadrže hidrokso grupe. Razlika između kiseline i baze je u tome što u prvom slučaju dolazi do disocijacije na EO-H vezi, au drugom – preko E-ON veze.
Amfoterni hidroksidi disociraju i kao baze i kao kiseline (oboje su vrlo slabe). Dakle, ionizacija cink hidroksida može biti predstavljena sljedećom shemom (bez uzimanja u obzir hidratacije nastalih iona):
Dodavanje kiseline pomera ove ravnoteže ulijevo, a dodavanje alkalija – nadesno. Dakle, u kiseloj sredini preovlađuje disocijacija prema vrsti baze, a u alkalnoj sredini – prema vrsti kiseline. U oba slučaja, vezivanje jona nastalih pri disocijaciji slabo rastvorljivog amfoternog elektrolita u molekule vode izaziva prelazak novih delova takvih jona u rastvor, njihovo vezivanje, prelazak novih jona u rastvor itd. rastvaranje takvog elektrolita se događa i u kiseloj otopini iu alkalnoj otopini.
Prilikom disocijacije kiselina ulogu katjona imaju joni vodonika(H +), pri disocijaciji kiselina ne nastaju drugi kationi:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Vodokovi joni daju kiselinama njihova karakteristična svojstva: kiselkast ukus, boju indikatora u crveno itd.
Negativni ioni (anioni) se odvoje od molekula kiseline kiseli ostatak.
Jedna od karakteristika disocijacije kiselina je njihova bazičnost - broj vodikovih jona sadržanih u molekuli kiseline koji se mogu formirati tokom disocijacije:
- jednobazne kiseline: HCl, HF, HNO 3;
- dvobazne kiseline: H 2 SO 4, H 2 CO 3;
- trobazne kiseline: H 3 PO 4.
Proces eliminacije katjona vodika u polibaznim kiselinama odvija se u fazama: prvo se eliminira jedan vodikov ion, zatim drugi (treći).
Postepena disocijacija dvobazne kiseline:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Postepena disocijacija tribazne kiseline:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
Kod disocijacije polibazičnih kiselina najveći stepen disocijacije se javlja u prvom koraku. Na primjer, tokom disocijacije fosforne kiseline, stepen prve faze disocijacije je 27%; drugi - 0,15%; treći - 0,005%.
Bazna disocijacija
Prilikom disocijacije baza ulogu anjona imaju hidroksidnih jona(OH -), tokom disocijacije baza ne nastaju drugi anjoni:
NaOH ↔ Na + + OH -
Kiselost baze određena je brojem hidroksidnih jona koji nastaju tokom disocijacije jednog molekula baze:
- monokiselinske baze - KOH, NaOH;
- dikiselinske baze - Ca(OH) 2;
- trikiselinske baze - Al(OH) 3.
Polikiselinske baze, po analogiji sa kiselinama, takođe se disocijacije postepeno - u svakoj fazi se odvaja jedan hidroksidni ion:
Neke supstance, u zavisnosti od uslova, mogu delovati i kao kiseline (disociraju eliminacijom vodonik katjona) i kao baze (disociraju eliminacijom hidroksidnih jona). Takve supstance se nazivaju amfoterično(Pogledajte acidobazne reakcije).
Disocijacija Zn(OH) 2 kao baza:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Disocijacija Zn(OH) 2 kao kiseline:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Disocijacija soli
Soli se u vodi disociraju na anjone kiselih ostataka i katjone metala (ili drugih spojeva).
Klasifikacija disocijacije soli:
- Normalne (srednje) soli dobijaju se potpunom istovremenom zamjenom svih atoma vodika u kiselini atomima metala - to su jaki elektroliti, potpuno disociraju u vodi sa stvaranjem metalnih katoina i jednokiselinskog ostatka: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
- Kiselinske soli sadrže u svom sastavu, pored atoma metala i kiselog ostatka, još jedan (nekoliko) atoma vodika - postepeno se disociraju stvaranjem metalnih kationa, anjona kiselog ostatka i vodikovog kationa: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH 2 PO 4.
- Bazične soli sadrže u svom sastavu, pored atoma metala i kiselog ostatka, još jednu (nekoliko) hidroksilnih grupa - disociraju stvaranjem metalnih kationa, anjona kiselog ostatka i hidroksidnog jona: (CuOH) 2 CO 3, Mg( OH)Cl.
- Dvostruke soli dobijaju se istovremenom zamenom atoma vodonika u kiselini atomima različitih metala: KAl(SO 4) 2.
- Miješane soli disociraju na metalne katione i anjone nekoliko kiselih ostataka: CaClBr.
