Диссоциация молекул сульфата алюминия

Электролитическая диссоциация

Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.

Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.

В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:

KA ⇄ K + (катион) + A — (анион)

Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.

У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы и H другой молекулы.

Ступени диссоциации

Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H2SO4, H3PO4.

Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:

Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.

Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:

Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:

Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.

Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.

Электролиты и неэлектролиты

Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты — жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. Связи в их молекулах обычно ионные или ковалентные сильнополярные.

К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).

Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.

Неэлектролиты — вещества недиссоциирующие в растворах на ионы. В молекулах эти веществ связи ковалентные неполярные или слабополярные.

К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.

Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят электрический ток.

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:

Полные ионные уравнения записываются путем разложения молекул на ионы. Запомните, что нельзя раскладывать на ионы:

  • Слабые электролиты (в их числе вода)
  • Осадки
  • Газы

Сокращенное ионное уравнение записывается путем сокращения одинаковых ионов из левой и правой части. Просто, как в математике — остается только то, что сократить нельзя.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Блиц-опрос по теме Электролитическая диссоциация

Источник

Гидролиз сульфата алюминия

Общие сведения о гидролизе сульфата алюминия

Представляет собой кристаллы белого цвета с неярким серым, голубым или розовым оттенком. В виде кристаллогидрата — бесцветные Формула – Al2(SO4)3. Молярная масса – 142 г/моль.

Рис. 1. Сульфат алюминия. Внешний вид и структурная формула.

Гидролиз сульфата алюминия

Гидролизуется по катиону. Характер среды – кислый. Теоретически возможны вторая и третья ступени гидролиза.

2Al 3+ + 3SO4 2- + HOH ↔ 2AlOH 2+ + 3SO4 2- + H + ;

Примеры решения задач

Задание Какая масса сульфата алюминия образовалась при взаимодействии 15,4 г алюминия с серной кислотой?
Решение Запишем уравнение реакции:

Найдем количество вещества алюминия, вступившего в реакцию (молярная масса – 27 г/моль), используя данные, указанные в условии задачи:

υ (Al) = msolute(Al)/ M (Al) = 15,4/27 = 0,57 моль.

Согласно уравнению реакции υ (Al2(SO4)3) = 2×υ(Al). Следовательно,

Рассчитаем массу образовавшегося сульфата алюминия (молярная масса – 142 г/моль):

Ответ Масса сульфата алюминия равна 162 г.
Задание Докажите качественный состав сульфата алюминия.
Решение Запишем уравнение диссоциации сульфата алюминия:

Качественная реакция на сульфат-анион действие катионов бария. Наблюдается выпадение осадка белого цвета, нерастворимого в кислотах:

Качественная реакция на катионы алюминия – действие щелочи, в результате чего образуется нерастворимое соединение – гидроксид алюминия которое можно перевести в комплексное вещество гидратом аммиака:

Источник

Константа диссоциации сульфата алюминия

Гидролиз сульфата алюминия

Общие сведения о гидролизе сульфата алюминия

Представляет собой кристаллы белого цвета с неярким серым, голубым или розовым оттенком. В виде кристаллогидрата — бесцветные Формула – Al2(SO4)3. Молярная масса – 142 г/моль.

Рис. 1. Сульфат алюминия. Внешний вид и структурная формула.

Гидролиз сульфата алюминия

Гидролизуется по катиону. Характер среды – кислый. Теоретически возможны вторая и третья ступени гидролиза.

2Al 3+ + 3SO4 2- + HOH ↔ 2AlOH 2+ + 3SO4 2- + H + ;

Примеры решения задач

Задание Какая масса сульфата алюминия образовалась при взаимодействии 15,4 г алюминия с серной кислотой?
Решение Запишем уравнение реакции:

Найдем количество вещества алюминия, вступившего в реакцию (молярная масса – 27 г/моль), используя данные, указанные в условии задачи:

υ (Al) = msolute(Al)/ M (Al) = 15,4/27 = 0,57 моль.

Согласно уравнению реакции υ (Al2(SO4)3) = 2×υ(Al). Следовательно,

Рассчитаем массу образовавшегося сульфата алюминия (молярная масса – 142 г/моль):

Ответ Масса сульфата алюминия равна 162 г.
Задание Докажите качественный состав сульфата алюминия.
Решение Запишем уравнение диссоциации сульфата алюминия:

Качественная реакция на сульфат-анион действие катионов бария. Наблюдается выпадение осадка белого цвета, нерастворимого в кислотах:

Качественная реакция на катионы алюминия – действие щелочи, в результате чего образуется нерастворимое соединение – гидроксид алюминия которое можно перевести в комплексное вещество гидратом аммиака:

Константы диссоциации Кb и константы основности pКb=-lg(Кb) неорганических оснований в водных растворах

Константы диссоциации Кb и константы основности pКb=-lg(Кb) неорганических оснований в водных растворах

Галлия(III) гидроксид

Основание Формула Т,°С Кb рКb
Алюминия гидроксид Аl(ОН)3 25 1,38·10 -9 8,86
Аммиака гидрат
(истинная константа)
NH3 · Н2О 25 6,3·10 -5 4,20
Аммиака гидрат
(кажущаяся константа)
NH3 ·Н2О 25 1,79·10 -5 4,75
Бария гидроксид Ва(ОН)2 25 2,3·10 -1 0,64
Ванадия(III) гидроксид V(OH)3 25 8,3·10 -12 11,08
1,6·10 -11 10,8
4· 10 -12 11,4
Гидразина гидрат N2H4H2О 25 1,2·10 -6 5,9
Гидроксиламина гидрат NH2OH · H2 О 25 9,33 · 10 -9 8,03
Железа(II) гидроксид Fe(OH)2 25 1,3·10 -4 3,89
Железа(III) гидроксид Fe(OH)3 25 1,82·10 -11
1,35·10 -12
10,74
11,87
Кадмия(II) гидроксид Cd(OH)2 30 5,0·10 -3 2,30
Кальция гидроксид Ca(OH)2 25 4,3 · 10 -2 1,37
Кобальта(II) гидроксид Co(OH)2 25 4·10 -5 4,4
Лантана(Ш) гидроксид La(OH)3 25 5,0·10 -4 3,30
Лития гидроксид LiOH 25 6,75·10 -1 0,17
Магния гидроксид Mg(OH)2 25 2,5·10 -3 2,60
Марганца(II) гидроксид Mn(OH)2 30 5,0·10 -4 3,30
Меди(II) гидроксид Сu(ОН)2 25 3,4 ·10 -7 6,47
Натрия гидроксид NaOH 25 5,9 -0,77
Никеля(II) гидроксид Ni(OH)2 30 2,5 ·10 -5 4,60
Плутония(IV) гидроксид Pu(OH)4 25 3,2 ·10 -13 12,49
Ртути(II)гидроксид Hg(OH)2 25 4,0·10 -12
5,0·10 -11
11,40
10,30
Свинца(II) гидроксид Pb(OH)2 25 9,6·10 -4 3,02
Серебра(I) гидроксид AgOH 25 1,1 ·10 -4 3,96
Скандия(III) гидроксид Sc(OH)3 25 7,6·10 -10 9,12
Стронция гидроксид Sr(OH)2 25 1,50·10 -1 0,82
Талия(I) гидроксид TlOH 25 >10 1 -1 0 9,70
Хрома(III) гидроксид Cr(OH)3 25 1,02 ·10 -1 0 9,99
Цинка гидроксид Zn(OH)2 25 4·10 -5 4,4

Источник: Новый справочник химика и технолога. Химическое равновесие. Свойства растворов. — СПб.: АНО НПО «Профессионал», 2004. — 998 с.

Электролитическая диссоциация

Материалы портала onx.distant.ru

Задачи для самостоятельного решения

Степень диссоциации

Вещества, которые в растворах или расплавах полностью или частично распадаются на ионы, называются электролитами.

Степень диссоциации α — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы N′ к общему числу растворенных молекул N:

Степень диссоциации выражают в процентах или в долях единицы. Если α =0, то диссоциация отсутствует и вещество не является электролитом. В случае если α =1, то электролит полностью распадается на ионы.

Классификация электролитов

Согласно современным представлениям теории растворов все электролиты делятся на два класса: ассоциированные (слабые) и неассоциированные (сильные) . Неассоциированные электролиты в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Для этого класса электролитов a близко к единице (к 100 %). Неассоциированными электролитами являются, например, HCl, NaOH, K2SO4 в разбавленных водных растворах.

Ассоциированные электролиты подразделяются на три типа:

      1. Слабые электролиты существуют в растворах как в виде ионов, так и в виде недиссоциированных молекул. Примерами ассоциированных электролитов этой группы являются, в частности, Н2S, Н2SO3, СН3СOОН в водных растворах.
      2. Ионные ассоциаты образуются в растворах путем ассоциации простых ионов за счет электростатического взаимодействия. Ионные ассоциаты возникают в концентрированных растворах хорошо растворимых электролитов. В результате в растворе находятся как простые ионы, так и ионные ассоциаты. Например, в концентрированном водном растворе КCl образуются простые ионы К + , Cl — , а также возможно образование ионных пар (К + Cl — ), ионных тройников (K2Cl + , KCl2 — ) и ионных квадруполей (K2Cl2, KCl3 2- , K3Cl 2+ ).
      3. Комплексные соединения (как ионные, так и молекулярные), внутренняя сфера которых ступенчато диссоциирует на ионные и (или) молекулярные частицы.
        Примеры комплексных ионов: [Cu(NH3)4] 2+ , [Fe(CN)6] 3+ , [Cr(H2O)3Cl2] + .

При таком подходе один и тот же электролит может относиться к различным типам в зависимости от концентрации раствора, вида растворителя и температуры. Подтверждением этому являются данные, приведенные в таблице.

Таблица. Характеристика растворов KI в различных растворителях

Концентрация электролита, С, моль/л Температура

t, о С Растворитель Тип электролита 0,01 25 Н2О Неассоциированный (сильный) 5 25 Н2О Ионный ассоциат 0,001 25 С6Н6 Ассоциированный (слабый)

Приближенно, для качественных рассуждений можно пользоваться устаревшим делением электролитов на сильные и слабые. Выделение группы электролитов “средней силы” не имеет смысла. Эти электролиты являются ассоциированными. К слабым электролитам обычно относят электролиты, степень диссоцииации которых мала α

Таким образом, к сильным электролитам относятся разбавленные водные растворы почти всех хорошо растворимых в воде солей, многие разбавленные водные растворы минеральных кислот (НСl, HBr, НNО3, НСlO4 и др.), разбавленные водные растворы гидроксидов щелочных металлов. К слабым электролитам принадлежат все органические кислоты в водных растворах, некоторые водные растворы неорганических кислот, например, H2S, HCN, H2CO3, HNO2, HСlO и др. К слабым электролитам относится и вода.

Диссоциация электролитов

Уравнение реакции диссоциации сильного электролита можно представить следующим образом. Между правой и левой частями уравнения реакции диссоциации сильного электролита ставится стрелка или знак равенства:

HCl → H + + Cl —

Допускается также ставить знак обратимости, однако в этом случае указывается направление, в котором смещается равновесие диссоциации, или указывается, что α≈1. Например:

NaOH → Na + + OH —

Диссоциация кислых и основных солей в разбавленных водных растворах протекает следующим образом:

NaHSO3 → Na + + HSO3

Анион кислой соли будет диссоциировать в незначительной степени, поскольку является ассоциированным электролитом:

HSO3 — → H + + SO3 2-

Аналогичным образом происходит диссоциация основных солей:

Mg(OH)Cl → MgOH + + Cl —

Катион основной соли подвергается дальнейшей диссоциации как слабый электролит:

MgOH + → Mg 2+ + OH —

Двойные соли в разбавленных водных растворах рассматриваются как неассоциированные электролиты:

Комплексные соединения в разбавленных водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы:

В свою очередь, комплексный ион в незначительной степени подвергается дальнейшей диссоциации:

[Fe(CN)6] 3- → Fe 3+ + 6CN —

Константа диссоциации

При растворении слабого электролита К А в растворе установится равновесие:

которое количественно описывается величиной константы равновесия Кд, называемой константой диссоциации :

Kд = [К + ] · [А — ] /[КА] (2)

Константа диссоциации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе слабого электролита. Например, в растворе азотистой кислоты HNO2 ионов Н + больше, чем в растворе синильной кислоты HCN, поскольку К(HNO2) = 4,6·10 — 4 , а К(HCN) = 4,9·10 — 10 .

Для слабых I-I электролитов (HCN, HNO2, CH3COOH) величина константы диссоциации Кд связана со степенью диссоциации α и концентрацией электролита c уравнением Оствальда:

Кд = (α 2· с)/(1-α) (3)

Для практических расчетов при условии, что α

Кд = α 2· с (4)

Поскольку процесс диссоциации слабого электролита обратим, то к нему применим принцип Ле Шателье. В частности, добавление CH3COONa к водному раствору CH3COOH вызовет подавление собственной диссоциации уксусной кислоты и уменьшение концентрации протонов. Таким образом, добавление в раствор ассоциированного электролита веществ, содержащих одноименные ионы, уменьшает его степень диссоциации.

Следует отметить, что константа диссоциации слабого электролита связана с изменением энергии Гиббса в процессе диссоциации этого электролита соотношением:

ΔGT 0 = — RTlnKд (5)

Уравнение (5) используется для расчета констант диссоциации слабых электролитов по термодинамическим данным.

Примеры решения задач

Задача 1. Определите концентрацию ионов калия и фосфат-ионов в 0,025 М растворе K3PO4.

Решение. K3PO4 – сильный электролит и в водном растворе диссоциирует полностью:

Следовательно, концентрации ионов К + и РО4 3- равны соответственно 0,075М и 0,025М.

Задача 2. Определите степень диссоциации αд и концентрацию ионов ОН — (моль/л) в 0,03 М растворе NH3·H2О при 298 К, если при указанной температуре Кд(NH3·H2О) = 1,76× 10 — 5 .

Решение. Уравнение диссоциации электролита:

Концентрации ионов: [NH4 + ] = α С ; [OH — ] = α С , где С – исходная концентрация NH 3 ·H 2 О моль/л. Следовательно:

Kд = αС · αС /(1 — αС)

Кд α 2 С

Константа диссоциации зависит от температуры и от природы растворителя, но не зависит от концентрации растворов NH 3 ·H 2 О . Закон разбавления Оствальда выражает зависимость α слабого электролита от концентрации.

α = √( Кд / С) = √(1,76× 10 — 5 / 0,03 ) = 0,024 или 2,4 %

[OH — ] = αС, откуда [OH — ] = 2,4·10 — 2 ·0,03 = 7,2·10 -4 моль/л.

Задача 3. Определите константу диссоциации уксусной кислоты, если степень диссоциации CH3CОOH в 0,002 М растворе равна 9,4 %.

Решение. Уравнение диссоциации кислоты:

CH3CОOH → СН3СОО — + Н + .

α = [Н + ] / Сисх(CH3CОOH)

откуда [Н + ] = 9,4·10 — 2 ·0,002 = 1,88·10 -4 М.

Kд = [Н + ] 2 / Сисх(CH3CОOH)

Константу диссоциации можно также найти по формуле: Кд ≈ α 2 С .

Задача 4. Константа диссоциации HNO2 при 298К равна 4,6× 10 — 4 . Найдите концентрацию азотистой кислоты, при которой степень диссоциации HNO2 равна 5 %.

Кд = α 2 С , откуда получаем С исх (HNO 2 ) = 4,6·10 — 4 /(5·10 — 2 ) 2 = 0,184 М.

Задача 5. На основе справочных данных рассчитайте константу диссоциации муравьиной кислоты при 298 К.

Решение. Уравнение диссоциации муравьиной кислоты

В “Кратком справочнике физико–химических величин” под редакцией А.А. Равделя и А.М. Пономаревой приведены значения энергий Гиббса образований ионов в растворе, а также гипотетически недиссоциированных молекул. Значения энергий Гиббса для муравьиной кислоты и ионов Н + и СООН — в водном растворе приведены ниже:

Вещество, ион НСООН Н + СООН —
ΔGT 0 , кДж/моль — 373,0 — 351,5

Изменение энергии Гиббса процесса диссоциации равно:

ΔGT 0 = — 351,5- (- 373,0) = 21,5 кДж/моль.

Для расчета константы диссоциации используем уравнение (5). Из этого уравнения получаем:

lnKд = — Δ GT 0 /RT= — 21500/(8,31 298) = — 8,68

Откуда находим: Kд = 1,7× 10 — 4 .

Задачи для самостоятельного решения

1. К сильным электролитам в разбавленных водных растворах относятся:

13.2. К слабым электролитам в водных растворах относятся:

3. Определите концентрацию ионов NH4 + в 0,03 М растворе (NH4)2Fe(SO4)2;

4. Определите концентрацию ионов водорода в 6 мас.% растворе H2SO4, плотность которого составляет 1,038 г/мл. Принять степень диссоциации кислоты по первой и второй ступеням равной 100 %.

5. Определите концентрацию гидроксид-ионов в 0,15 М растворе Ba(OH)2.

6. Степень диссоциации муравьиной кислоты в 0,1 М растворе равна 4 %. Рассчитайте Концентрацию ионов водорода в этом растворе и константу диссоциации НСООН.

7. Степень диссоциации муравьиной кислоты в водном растворе увеличится при:

а) уменьшении концентрации HCOOH;

б) увеличении концентрации HCOOH;

в) добавлении в раствор муравьиной кислоты HCOONa;

г) добавлении в раствор муравьиной кислоты НCl.

8. Константа диссоциации хлорноватистой кислоты равна 5× 10 — 8 . Определите концентрацию HClO, при которой степень диссоциации HClO равна 0,5 %, и концентрацию ионов Н + в этом растворе.

9. Вычислите объем воды, который необходимо добавить к 50 мл 0,02 М раствора NH 3·H 2О, чтобы степень диссоциации NH 3·H 2О увеличилась в 10 раз, если Кд(NH4OH) = 1,76·10 — 5 .

10. Определите степень диссоциации азотистой кислоты в 0,25 М растворе при 298 К, если при указанной температуре Кд(HNO2) = 4,6× 10 — 4 .

Источник