Водні розчини деяких речовин є провідниками електричного струму. Ці речовини належать до електролітів. Електролітами є кислоти, основи та солі, розплави деяких речовин.
ВИЗНАЧЕННЯ
Процес розпаду електролітів на іони у водних розчинах та розплавах під дією електричного струму називається електролітичною дисоціацією.
Розчини деяких речовин у воді не проводять електричного струму. Такі речовини називають неелектроліт. До них відносяться багато органічних сполук, наприклад цукор та спирти.
Теорія електролітичної дисоціації
Теорія електролітичної дисоціації була сформульована шведським ученим С. Арреніусом (1887). Основні положення теорії С. Арреніуса:
- електроліти при розчиненні у воді розпадаються (дисоціюють) на позитивно та негативно заряджені іони;
- під дією електричного струму позитивно заряджені іони рухаються до катода (катіони), а негативно заряджені - до анода (аніони);
- дисоціація - оборотний процес
КА ↔ К++ А −
Механізм електролітичної дисоціації полягає в іон-дипольній взаємодії між іонами та диполями води (рис. 1).
Мал. 1. Електролітична дисоціація розчину хлориду натрію
Найлегше дисоціюють речовини з іонним зв'язком. Аналогічно дисоціація протікає у молекул, утворених на кшталт полярного ковалентного зв'язку (характер взаємодії – диполь-дипольний).
Дисоціація кислот, основ, солей
При дисоціації кислот завжди утворюються іони водню (H+), а точніше – гідроксонію (H3O+), які відповідають за властивості кислот (кислий смак, дія індикаторів, взаємодія з основами тощо).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 −
При дисоціації основ завжди утворюються гідроксид-іони водню (OH −), відповідальні за властивості основ (зміна забарвлення індикаторів, взаємодія з кислотами тощо).
NaOH ↔ Na + + OH −
Солі – це електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони металів (або катіон амонію NH 4+) та аніони кислотних залишків.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl −
Багатоосновні кислоти та основи дисоціюють східчасто.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 − (I ступінь)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II ступінь)
Ca(OH) 2 ↔ + + OH − (I ступінь)
+ ↔ Ca 2+ + OH −
Ступінь дисоціації
Серед електролітів розрізняють слабкі та сильні розчини. Щоб охарактеризувати цей захід існує поняття та величина ступеня дисоціації (). Ступінь дисоціації – відношення числа молекул, що продісоціювали на іони до загального числа молекул. часто виражають у %.
До слабких електролітів відносяться речовини, у яких децимолярному розчині (0,1 моль/л) ступінь дисоціації менше 3%. До сильних електролітів належать речовини, у яких децимолярному розчині (0,1 моль/л) ступінь дисоціації більше 3%. Розчини сильних електролітів не містять молекул, що не продісоціювали, а процес асоціації (об'єднання) призводить до утворення гідратованих іонів та іонних пар.
На ступінь дисоціації мають особливий вплив природа розчинника, природа розчиненої речовини, температура (у сильних електролітів з підвищенням температури ступінь дисоціації знижується, а у слабких - проходить через максимум в області температур 60 o С), концентрація розчинів, введення в розчин однойменних іонів.
Амфотерні електроліти
Існують електроліти, які при дисоціації утворюють і H + і OH − іони. Такі електроліти називають амфотерними, наприклад: Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 і т.д.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Іонні рівняння реакцій
Реакції у водних розчинах електролітів – це реакції між іонами – іонні реакції, які записують за допомогою іонних рівнянь у молекулярній, повній іонній та скороченій іонній формах. Наприклад:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (молекулярна форма)
Ba 2+ + 2 Cl − + 2 Na+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl− (повна іонна форма)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (скорочена іонна форма)
Водневий показник pH
Вода – слабкий електроліт, тому процес дисоціації протікає незначною мірою.
H 2 O ↔ H + + OH −
До будь-якої рівноваги можна застосувати закон мас і записати вираз для константи рівноваги:
K = /
Рівноважна концентрація води – величина стала, отже.
K = = K W
Кислотність (основність) водного розчину зручно виражати через десятковий логарифм молярної концентрації іонів водню, взятий із зворотним знаком. Ця величина називається водневим показником (рН).
ЄДІ. Електролітична дисоціація солей, кислот, лугів. Реакція іонного обміну. Гідроліз солей
Розчини та їх концентрація, дисперсні системи, електролітична дисоціація, гідроліз
На уроці ви зможете перевірити свої знання на тему «ЄДІ. Електролітична дисоціація солей, кислот, лугів. Реакція іонного обміну. Гідроліз солей». Ви розглянете розв'язання задач з ЄДІ групи А, В та С на різні теми: «Розчини та їх концентрації», «Електролітична дисоціація», «Реакції іонного обміну та гідроліз». Для вирішення цих завдань, крім знання тем, що розглядаються, також потрібно вміти користуватися таблицею розчинності речовин, знати метод електронного балансу і мати уявлення про оборотність і незворотність реакцій.
Тема: Розчини та їх концентрація, дисперсні системи, електролітична дисоціація
Урок: ЄДІ. Електролітична дисоціація солей, кислот, лугів. Реакція іонного обміну. Гідроліз солей
I. Вибір одного правильного варіанта із 4 запропонованих.
|
Питання |
Коментар |
|
А1. Сильними електролітами є: |
За визначенням, сильні електроліти – це речовини, які у водному розчині повністю розпадаються на іони. 2 і 2 сильними електролітами бути не можуть. Н 2 S – слабкий електроліт. Правильна відповідь 4. |
|
А2. Речовами, які дисоціюють тільки на іони металу та гідроксид іони, є: 1. кислотами 2. лугами 4. амфотерними гідроксидами |
За визначенням, з'єднання, яке при дисоціації у водному розчині утворює тільки гідроксид-аніони, називається основою. Під дане визначення підходить лише луг та амфотерний гідроксид. Але в питанні звучить, що з'єднання має дисоціювати лише на катіони металу та гідроксид-аніони. Амфотерний гідроксид дисоціює ступінчасто, і тому в розчині іони гідроксометалу. Правильна відповідь 2. |
|
А3. Реакція обміну відбувається до кінця з утворенням нерозчинної у воді речовини між: 1. NaOH та MgCl 2 2. NaCl та CuSO 4 3. CaCO 3 та HCl (р-р) |
Для відповіді потрібно написати ці рівняння та подивитися в таблиці розчинності, чи є серед продуктів нерозчинні речовини. Це в першій реакції гідроксид магнію Mg(OH) 2 Правильна відповідь 1. |
|
А4. Сума всіх коефіцієнтів у повному та скороченому іонному вигляді у реакції міжFe(NO 3 ) 2 +2 NaOHдорівнює: |
Fe(NO 3) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 молекулярне Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2 NO 3 - повне іонне рівняння, сума коефіцієнтів дорівнює 12 Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ скорочене іонне, сума коефіцієнтів дорівнює 4 Правильна відповідь 4. |
|
А5. Скорочене іонне рівняння реакції Н + +ОН - →Н 2 Про відповідає взаємодії: 2. NaOH (Р-Р) + HNO 3 3. Cu(OH) 2 + HCl 4. CuO + H 2 SO 4 |
Це скорочене рівняння відображає взаємодію між сильною основою та сильною кислотою. Основа є в 2 і 3 варіантах, але Cu(OH) 2 - це нерозчинна основа Правильна відповідь 2. |
|
А6. Реакція іонного обміну протікає до кінця при зливанні розчинів: 1. нітрату натрію та сульфату калію 2. сульфату калію та соляної кислоти 3. хлориду кальцію та нітрату срібла 4. сульфату натрію та хлориду калію |
Напишемо, як повинні були б проходити реакції іонного обміну між кожною парою речовин. 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 За таблицею розчинності бачимо, що AgCl Правильна відповідь 3. |
|
А7. У водному розчині ступінчасто дисоціює: |
Ступінчастої дисоціації у водному розчині піддаються багатоосновні кислоти. Серед зазначених речовин кислотою є лише Н2S. Правильна відповідь 3. |
|
А8. Рівняння реакції СuCl 2 +2 KOH→ Cu(OH) 2 ↓+2 KClвідповідає скорочене іооне рівняння: 1. СуCl 2 +2OH - →Cu 2+ +2OH - +2Cl - 2. Сu 2+ +KOH→Cu(OH) 2 ↓+K + 3. Cl - +K + →KCl 4. Сu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ |
Напишемо повне іонне рівняння: Сu 2+ +2Cl - +2К + +2OH - → Cu(OH) 2 ↓+2K + +2Cl - Виключаємо незв'язані іони, отримуємо скорочене іонне рівняння Сu 2+ +2OH -Cu(OH) 2 ↓ Правильна відповідь 4. |
|
А9. Практично до кінця йде реакція: 1. Na 2 SO 4 + KCl→ 2. Н 2 SO 4 + ВаCl 2 → 3. КNO 3 +NaOH→ 4. Na 2 SO 4 + CuCl 2 → |
Напишемо ймовірні реакції іонного обміну: Na 2 SO 4 + KCl→ До 2 SO 4 + Na Cl Н 2 SO 4 + Cl 2 → SO 4 ↓ + 2НCl КNO 3 + NaOH → NaNO 3 + KOH Na 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2NaCl По таблиці розчинності бачимо SO 4 ↓ Правильна відповідь 2. |
|
А10. Нейтральне середовище має розчин: 2. (NH 4) 2 SO 4 |
Нейтральне середовище мають лише водні розчини солей, утворених сильною основою та сильною кислотою. NaNO3 - це сіль, утворена сильною основою NaOH та сильною кислотою HNO 3. Правильна відповідь 1. |
|
А11. Кислотність ґрунту можна збільшити введенням розчину: |
Потрібно визначити, яка сіль даватиме кислу реакцію середовища. Це має бути сіль, утворена сильною кислотою та слабкою основою. Це NH4NO3. Правильна відповідь 1. |
|
А12. Гідроліз протікає при розчиненні у воді: |
Гідролізу не піддаються лише солі, утворені сильною основою та сильною кислотою. В усіх наведених солях містяться аніони сильних кислот. Тільки AlCl 3 містить катіон слабкої основи. Правильна відповідь 4. |
|
А 13. Гідроліз не піддається: 1. оцтова кислота 2. етиловий ефір оцтової кислоти 3. крохмаль |
Гідроліз має велике значення в органічній хімії. Ефіри, крохмаль та білок піддаються гідролізу. Правильна відповідь 1. |
|
А14. Якою цифрою позначено фрагмент молекулярного рівняння хімічної реакції, що відповідає кратному іонному рівнянню С 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→ |
За скороченим рівнянням слід, що потрібно взяти будь-яку розчинну сполуку, що містить іон міді та гідроксид-іон. З усіх наведених сполук міді тільки CuSO 4 розчинний, і тільки водної реакції є ВІН - . Правильна відповідь 4. |
|
А15.При взаємодії яких речовин виділиться оксид сірки: 1. Na 2 SO 3 та HCl 2. AgNO 3 та K 2 SO 4 3. BaCO 3 та HNO 3 4. Na 2 S та HCl |
У першій реакції виходить нестійка кислота Н 2 SO 3 яка розпадається на воду і оксид сірки (IV) Правильну відповідь1.
|
II. Завдання з короткою відповіддю та на відповідність.
|
В 1. Загальна сума всіх коефіцієнтів у повному та скороченому іонному рівнянні реакції між нітратом срібла та гідроксидом натрію дорівнює… |
Напишемо рівняння реакції: 2AgNO 3 +2NaOH→Ag 2 O↓+ 2NaNO 3 +H 2 O Повне іонне рівняння: 2Ag + +2NO 3 - +2Na + +2OH - →Ag 2 O↓+ 2Na + +2NO 3 - +H 2 O Скорочене іонне рівняння: 2Ag + +2OH - →Ag 2 O↓+H 2 O Правильна відповідь: 20 |
|
В 2. Складіть повне іонне рівняння взаємодії 1 моль гідроксиду калію з 1 моль гідроксиду алюмінію. Вкажіть кількість іонів у рівнянні. |
KOH + Al(OH) 3 ↓→ K Повне іонне рівняння: К + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - Правильна відповідь: 4 іони. |
|
У 3. Встановіть відповідність між назвою солі та ставленням її до гідролізу: а) ацетат амонію 1. не гідролізується Б) сульфід барію 2. по катіону В) сульфід амонію 3. по аніону Г) карбонат натрію 4. по катіону та аніону |
Для відповіді питання потрібно проаналізувати, якими за силою основою і кислотою утворені ці солі. Правильна відповідь А4 Б3 В4 Г3 |
|
В 4. Розчин одного моль сульфату натрію містить 6,02іонів натрію. Розрахуйте ступінь дисоціації солі. |
Напишемо рівняння електролітичної дисоціації сульфату натрію: Na 2 SО 4 ↔ 2Na + +SО 4 2- Розпалося на іони 0,5моль сульфату натрію. |
|
В 5. Встановіть відповідність між реагентами та скороченими іонними рівняннями: 1. Сa(OH) 2 +HCl → A)NH 4 + +OH - →NH 3 +H 2 O 2. NH 4 Cl+NaOH → Б) Al 3+ + OH - → Al(OH) 3 ↓ 3. AlCl 3 +KOH → B) H + +OH - →H 2 O 4. BaCl 2 +Na 2 SO 4 → Г) Ba 2+ +SO 4 2- → BaSO 4 ↓ Правильна відповідь: В1 А2 Б3 Г4 |
|
|
О 6. Складіть повне іонне рівняння, що відповідає скороченому: ЗO 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 O. Вкажіть суму коефіцієнтів у молекулярному та повному іонному рівнянні. |
Потрібно взяти будь-який розчинний карбонат та будь-яку розчинну сильну кислоту. Молекулярне: Na 2 CO 3 +2HCl→ CO 2 +H 2 O +2NaCl; Повне іонне: 2Na + +С 3 2- +2H + +2Cl - → CO 2 +H 2 O +2Na + +2Cl - ; |
III. Завдання з розгорнутою відповіддю
|
Питання |
(1887) пояснення властивостей водних розчинів електролітів. Надалі вона розвивалася багатьма вченими на основі вчення про будову атома та хімічного зв'язку. Сучасний зміст цієї теорії можна звести до наступних трьох положень:
Схема розчинення кристала кухонної солі. Іони натрію та хлору в розчині.
1. Електроліти при розчиненні у воді дисоціюють (розпадаються) на іони – позитивно та негативно заряджені. («Іон» у перекладі з грецької означає «мандрівний». У розчині іони безладно рухаються в різних напрямках.)
2. Під дією електричного струму іони набувають направленого руху: позитивно заряджені рухаються до катода, негативно заряджені - до анода. Тому перші називаються катіонами, другі – аніонами. Спрямований рух іонів відбувається внаслідок тяжіння їх протилежно заряджених електродами.
3. Дисоціація – оборотний процес. Це означає, що настає такий стан рівноваги, за якого скільки молекул розпадається на іони (дисоціація), стільки їх знову утворюється з іонів (асоціація). Тож у рівняннях електролітичної дисоціації замість знака рівності ставлять знак оборотності.
Наприклад:
KA ↔ K + + A − ,
де KA - молекула електроліту, K + - катіон, A - аніон.
Вчення про хімічний зв'язок допомагає відповісти на питання, чому електроліти дисоціюють на іони. Найлегше дисоціюють речовини з іонним зв'язком, оскільки вони вже складаються з іонів (див. Хімічний зв'язок). При їх розчиненні диполі води орієнтуються навколо позитивного та негативного іонів. Між іонами та диполями води виникають сили взаємного тяжіння. В результаті зв'язок між іонами слабшає, відбувається перехід іонів із кристала в розчин. Аналогічно дисоціюють і електроліти, молекули яких утворені на кшталт ковалентного полярного зв'язку. Дисоціація полярних молекул може бути повною або частковою – все залежить від ступеня полярності зв'язків. В обох випадках (при дисоціації сполук з іонним та полярним зв'язком) утворюються гідратовані іони, тобто іони, хімічно пов'язані з молекулами води.
Основоположником такого погляду на електролітичну дисоціацію був почесний академік І. А. Каблуков. На відміну від теорії Арреніуса, яка не враховувала взаємодії розчиненої речовини з розчинником, І. А. Каблуков до пояснення електролітичної дисоціації застосував хімічну теорію розчинів Д. І. Менделєєва. Він показав, що при розчиненні відбувається хімічна взаємодія розчиненої речовини з водою, що призводить до утворення гідратів, а потім дисоціюють на іони. І. А. Каблуков вважав, що у водному розчині містяться лише гідратовані іони. Нині це уявлення загальноприйнято. Отже, гідратація іонів – основна причина дисоціації. В інших, неводних розчинах електролітів хімічний зв'язок між частинками (молекулами, іонами) розчиненої речовини та частинками розчинника називається сольватацією.
Гідратовані іони мають як постійне, і змінне число молекул води. Гідрат постійного складу утворює іони водню Н + , що утримують одну молекулу води - це гідратований протон H + (H 2 O). У науковій літературі його прийнято зображувати формулою H 3 O + (або OH 3 +) та називати іоном гідроксонію.
Оскільки електролітична дисоціація - процес оборотний, то розчинах електролітів поруч із їхніми іонами присутні і молекули. Тому розчини електролітів характеризуються ступенем дисоціації (позначається грецькою літерою а). Ступінь дисоціації - це відношення числа молекул, що розпалися на іони, n до загального числа розчинених молекул N:
Ступінь дисоціації електроліту визначається дослідним шляхом і виявляється у частках одиниці або у відсотках. Якщо α = 0, то дисоціація відсутня, і якщо α = 1, чи 100%, то електроліт повністю розпадається на іони. Різні електроліти мають різну міру дисоціації. З розведенням розчину вона збільшується, а при додаванні однойменних іонів (однакових з іонами електроліту) – зменшується.
Однак для характеристики здатності електроліту дисоціювати на іони ступінь дисоціації не дуже зручна величина, оскільки вона. залежить від концентрації електроліту. Більш загальною характеристикою є константа дисоціації K. Її легко вивести, застосувавши закон дії мас до рівноваги дисоціації електроліту (1):
K = () / ,
де KA - рівноважна концентрація електроліту, і - рівноважні концентрації його іонів (див. хімічну рівновагу). До концентрації не залежить. Вона залежить від природи електроліту, розчинника та температури. Для слабких електролітів чим більше K (константа дисоціації), тим сильніший електроліт, тим більше іонів у розчині.
Сильні електроліти констант дисоціації немає. Формально їх можна обчислити, але вони не будуть незмінними при зміні концентрації.
Багатоосновні кислоти та багатокислотні основи дисоціюють східчасто. Кожному щаблі дисоціації відповідає своя константа дисоціації. Наприклад, для дисоціації фосфорної кислоти:
Зменшення константи від першого ступеня до третього пов'язане з тим, що відірвати протон стає все важче в міру того, як росте негативний заряд у частки, що утворюється.
Константа повної дисоціації дорівнює добутку констант, які відповідають окремим стадіям дисоціації. Наприклад, у разі фосфорної кислоти для процесу:
Для оцінки ступеня дисоціації слабких електролітів достатньо враховувати лише перший ступінь дисоціації – нею, насамперед, визначається концентрація іонів у розчині.
Кислі та основні солі також дисоціюють східчасто, наприклад:
Неважко помітити, що дисоціація гідроаніону або гідроксокатіону ідентична другому або третьому ступеню дисоціації відповідних кислоти або основи і тому підпорядковується тим же закономірностям, які були сформульовані для ступінчастої дисоціації кислот та основ. Зокрема, якщо основна сіль відповідає слабкій основі, а кисла сіль – слабкій кислоті, то дисоціація гідроаніону або гідроксокатіону (тобто другий або третій ступінь дисоціації солі) протікає незначною мірою.
У будь-якій кислоті, що містить кисень і в будь-якій підставі (маються на увазі кислоти і підстави в традиційному розумінні) є гідроксогрупи. Різниця між кислотою та основою полягає в тому, що в першому випадку дисоціація відбувається через зв'язок ЕО-Н, а в другому – зв'язку Е-ОН.
Амфотерні гідроксиди дисоціюють і як основи, і як кислоти (і ті, й інші дуже слабкі). Так, іонізацію гідроксиду цинку можна представити наступною схемою (без урахування гідратації іонів, що утворюються):
Додавання кислоти зміщує ці рівноваги вліво, а додавання лугу – праворуч. Тому в кислому середовищі переважає дисоціація за типом основи, а в лужному – за типом кислоти. В обох випадках зв'язування в молекули води іонів, що утворюються при дисоціації малорозчинного амфотерного електроліту, викликає перехід у розчин нових порцій таких іонів, їх зв'язування, перехід у розчин нових іонів і т. д. Отже, розчинення такого електроліту відбувається як у розчині кислоти, так та в розчині лугу.
При дисоціації кислот роль катіонів грають іони водню(H +), інших катіонів при дисоціації кислот не утворюється:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Саме іони водню надають кислотам їх характерних властивостей: кислий смак, фарбування індикатора в червоний колір та ін.
Негативні іони (аніони), що відщеплюються від молекули кислоти, складають кислотний залишок.
Однією з характеристик дисоціації кислот є їх основність - число іонів водню, що містяться в молекулі кислоти, які можуть утворюватися при дисоціації:
- одноосновні кислоти: HCl, HF, HNO 3;
- двоосновні кислоти: H 2 SO 4 , H 2 CO 3 ;
- триосновні кислоти: H 3 PO 4 .
Процес відщеплення катіонів водню в багатоосновних кислотах відбувається східчасто: спочатку відщеплюється один іон водню, потім інший (третій).
Ступінчаста дисоціація двоосновної кислоти:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Ступінчаста дисоціація триосновної кислоти:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
При дисоціації багатоосновних кислот найвищий ступінь дисоціації посідає перший щабель. Наприклад, при дисоціації фосфорної кислоти ступінь дисоціації першого ступеня дорівнює 27%; другий – 0,15%; третьої – 0,005%.
Дисоціація основ
При дисоціації основ роль аніонів відіграють гідроксид-іони(ОH -), інших аніонів при дисоціації основ не утворюється:
NaOH ↔ Na + + OH -
Кислотність основи визначається кількістю гідроксид-іонів, що утворюються при дисоціації однієї молекули основи:
- однокислотні основи – KOH, NaOH;
- двокислотні основи - Ca(OH) 2 ;
- трикислотні основи - Al(OH) 3 .
Багатокислотні основи дисоціюють, за аналогією з кислотами, також ступінчасто - на кожному етапі відщеплюється по одному гідроксид-іону:
Деякі речовини, залежно від умов, можуть виступати як у ролі кислот (дисоціювати з відщепленням катіонів водню), так і в ролі основ (дисоціювати з відщепленням гідроксид-іонів). Такі речовини називаються амфотерними(Див. Кислотно-основні реакції).
Дисоціація Zn(OH) 2 як основи:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Дисоціація Zn(OH) 2 як кислоти:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Дисоціація солей
Солі дисоціюють у воді на аніони кислотних залишків та катіони металів (або інших сполук).
Класифікація дисоціації солей:
- Нормальні (середні) солівиходять повним одночасним заміщенням всіх атомів водню в кислоті на атоми металу - це сильні електроліти, що повністю дисоціюють у воді з утворенням катоїнів металу та однокислотного залишку: NaNO 3 , Fe 2 (SO 4) 3 , K 3 PO 4 .
- Кислі солімістять у своєму складі крім атомів металу та кислотного залишку, ще один (кілька) атомів водню - дисоціюють ступінчасто з утворенням катіонів металу, аніонів кислотного залишку та катіону водню: NaHCO 3 , KH 2 PO 4 , NaH 2 PO 4 .
- Основні солімістять у своєму складі крім атомів металу та кислотного залишку, ще одну (кілька) гідроксильних груп - дисоціюють з утворенням катіонів металу, аніонів кислотного залишку та гідроксид-іону: (CuOH) 2 CO 3 , Mg(OH)Cl.
- Подвійні солівиходять одночасним заміщенням атомів водню в кислоті атоми різних металів: KAl(SO 4) 2 .
- Змішані солідисоціюють на катіони металу та аніони кількох кислотних залишків: CaClBr.
