Константа диссоциации гидролиза и равновесия в таблице

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами. В зависимости от степени диссоциации различают слабые и сильные электролиты. Степень диссоциации – это величина, показывающая состояние равновесия в реакции.

Константа диссоциации гидролиза и равновесия в таблице

Константа диссоциации

К сильным электролитам относятся сильные кислоты, щёлочи и соли. Они растворяются полностью, быстро расщепляясь на ионы. В этом случае реакция диссоциации необратима.

Слабые электролиты практически не распадаются на ионы при электролитической диссоциации. К ним относятся слабые кислоты, плохо растворимые соли и основания. Диссоциация слабых электролитов обратима.

Константа диссоциации гидролиза и равновесия в таблице

Рис. 1. Слабые и сильные электролиты.

Степень диссоциации показывает отношение распавшихся молекул к общему количеству молекул электролита. Степень диссоциации слабых электролитов зависит от константы равновесия диссоциации. Чем выше значение константы диссоциации, тем сильнее электролит расщепляется на ионы, т.е. выше степень диссоциации.

Схематически электролитическую диссоциацию слабых электролитов можно выразить уравнением:

КА ↔ К+ + А–,

где:

  • КА – начальное соединение;
  • К+ – катион;
  • А– – анион.

Константа равновесия такой реакции выглядит следующим образом:

К = [К+][А–]/[КА],

где:

  • [К+] – концентрация катионов;
  • [А–] – концентрация анионов;
  • [КА] – концентрация начального соединения.

Константа диссоциации гидролиза и равновесия в таблице

Рис. 2. Константа диссоциации кислот и оснований – таблица.

Степень диссоциации уменьшается при увеличении концентрации электролита. Чем больше вещества смешивается с водой, тем медленнее происходит диссоциация.

Гидролиз

Реакция вещества и воды, при которой возникает новое соединение, называется гидролизом. Благодаря взаимодействию ионов веществ с молекулами воды образуется слабый электролит.

Гидролизу подвергаются органические вещества (реакция необратима) и неорганические соли (реакция обратима). Как проходит гидролиз солей описано таблице.

Вид

Гидролиз

Примеры

Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой

По катиону

FeCl2 + H2O ↔ Fe(OH)Cl + HCl:

Fe2+ + 2Cl– + H+ + OH– ↔ FeOH+ + 2Cl– + H+

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой

По аниону

Na2CO3 + H2O ↔ NaHCO3 + NaOH:

2Na+ + CO32- + H2O ↔ 2Na+ + HCO3– + OH–

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой

По катиону и аниону

ZnS + 2HOH → Zn(OH)2↓ + H2S↑:

Zn2+ + S2- + 2HOH → Zn(OH)2↓ + H2S↑

Гидролиз соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой, не идёт.

Константа диссоциации гидролиза и равновесия в таблице

Рис. 3. Гидролиз солей.

Гидролиз характеризуется двумя взаимосвязанными понятиями:

  • степенью – отношением количества соли, подвергшейся гидролизу (Сгидр), к общей концентрации соли (Собщ);
  • константой – равновесием гидролитической реакции.

Степень гидролиза можно выразить формулой:

α = (Сгидр/Собщ)·100 %

Константа диссоциации гидролиза указывает на способность соли к гидролизу.

Степень гидролиза зависит от силы кислот или оснований, образующих соль. Чем слабее кислота или основание, тем выше степень гидролиза соли.

Что мы узнали?

Взаимодействие кислот и оснований с водой называется реакцией диссоциации. Она характеризуется степенью и константой диссоциации. Степень – доля распавшихся молекул к общему количеству молекул вещества. Константа отражает степень равновесия реакции диссоциации. Взаимодействие соли и воды с образованием новых соединений называется гидролизом. Эта реакция также характеризуется степенью и константой.

Предыдущая
ХимияКлассификация кислот и их свойства по группам в таблице (8 класс, химия)
Следующая
ХимияХимические свойства кислот – классификация кратко в таблице (8 класс, химия)
Помогли? Поставьте оценку, пожалуйста.
Плохо
0
Хорошо
0
Супер
0
Оценить
1 Звезда2 Звезды3 Звезды4 Звезды5 Звезд
Загрузка...
Добавить комментарий