Уравнения ступенчатой диссоциации селеновой кислоты (2 видео)

Содержание

Сравнительная характеристика сернистой, селенистой и теллуристой кислот
Диаграмма распределения форм селеновой кислоты кислоты
Электролитическая диссоциация
🔥 Видео

Видео:ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ кислот оснований и солей | Как писать УРАВНЕНИЯ ДИССОЦИАЦИЙСкачать

Сравнительная характеристика сернистой, селенистой и теллуристой кислот

Задача 843.
Дать сравнительную характеристику сернистой, селенистой и теллуристой кислот, указав изменения: а) устойчивости; б) кислотных свойств; в) окислительно-восстановительных свойств. Ответ иллюстрировать реакциями.
Решение:
а) В ряду H₂SO₃ — H₂SeO₃ — H₂TeO₃ устойчивость веществ закономерно уменьшается. Объясняется это тем, что при возрастании порядкового номера элемента возрастает его заряд и, соответственно, увеличивается радиус его атома, число электронных слоёв. При этом растёт удаление внешних электронов от ядра. С увеличением размеров внешних электронных облаков атомов степень их перекрывания уменьшается. Поэтому при переходе от H₂SO₃ к H₂TeO₃ уменьшается степень перекрывания электронных облаков атомов водорода и атома элемента главной подгруппы VI группы, а область перекрывания располагается на большем расстоянии от ядра атома элемента (S, Se, Te) и сильнее экранируется возросшим числом промежуточных электронных слоёв. Кроме того, в ряду S — Se — Te электроотрицательность атома элемента уменьшается. Поэтому в молекуле H₂SO₃ электронное облако атома водорода смещается в сторону атома кислорода в наибольшей степени, а в молекулах H₂SeO₃ — H₂TeO₃ – всё меньше и меньше. Это также приводит к уменьшению перекрывания взаимодействующих электронных облаков и, тем самым, к ослаблению связи между атомами. С уменьшением прочности связи в молекулах данных соединений элементов главной подгруппы VI группы падает устойчивость к нагреванию в ряду H₂SO₃ — H₂SeO₃ — H₂TeO₃. Сернистая кислота H₂SO₃ – очень непрочное соединение. Она известна только в водных растворах. При попытке выделить сернистую кислоту она распадается на SO₂ и воду. Например, при действии концентрированной серной кислоты на раствор сульфита натрия вместо сернистой кислоты выделяется диоксид серы:

Теллуристая кислота H₂TeO₃ вообще не существует в природе.

б) В ряду H₂SO₃ — H₂SeO₃ — H₂TeO₃ кислотные свойства уменьшаются. Объясняется это тем, что с увеличением порядкового номера элементов закономерно возрастают радиусы ионов элементов, расположенных в одной подгруппе. Кроме того, увеличение числа промежуточных слоёв электронов, расположенных между ядром атома и внешними электронами, что приводит к более сильному экранированию ядра, т. е. к уменьшению его эффективного заряда. Поэтому растущее удаление внешних электронов от ядра и уменьшение его эффективного заряда приводит к увеличению радиуса иона. С увеличением радиусов ионов Э 4+ при неизменном их заряде приводит к возрастанию расстояний между центром этого иона и центрами ионов О 2- и Н + . В результате взаимное электростатическое притяжение ионов Э 4+ и О 2- станет более слабым, что облегчит диссоциацию по основному типу (по связи Э — ОН); одновременно уменьшится взаимное отталкивание ионов Э 4+ и Н + , так что диссоциация по кислотному типу (по связи Н — Э) затруднится. Следовательно, с возрастанием радиуса иона элемента (при неизменном его заряде) усиливаются основные свойства и ослабевают кислотные свойства, образуемого этим элементом гидроксида.

в) Атомы элементов в H₂SO₃, H₂SeO₃ и H₂TeO₃ находятся в своей промежуточной степени окисления равной +4 и поэтому они могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Сильные восстановители восстанавливают их до элементов. Сильные окислители окисляют до элемента в своей степени окисления +6, например:

Так как элементы S, Se и Те в H₂SO₃, H₂SeO₃ и H₂TeO₃ находятся в промежуточной степени окисления, то эти кислоты и их соли могут проявлять одновременно свойства и окислителя, и восстановителя, т. е. давать реакции самоокисления-восстановления, например сульфиты активных металлов при прокаливании разлагаются с образованием сульфидов и сульфатов:

Причём в ряду H₂SO₃ — H₂SeO₃ — H₂TeO₃ восстановительные свойства усиливаются, а окислительные уменьшаются. Объясняется это тем, что с ростом размеров атомов элементов уменьшается электростатическое взаимодействие внешних электронов и ядром, при этом атому легче отдать электрон, чем его принять.

Задача 844.
Какой из элементов VI группы образует шестиосновную кислоту? Написать ее формулу. Почему остальные элементы этой подгруппы не образуют подобных кислот?
Решение:
Из элементов VI группы теллур образует шестиосновную кислоту Н₆ТеО₆ (ортотеллуровая кислота). Образуется эта кислота при хранении очень слабой теллуровой кислоты, которая, в отличие от серной и селеновой кислоты, является очень слабой кислотой, поэтому она присоединяет молекулу Н₂О и выпадает из раствора в виде кристаллов состава Н_6ТеО₆:

Н₂SO₄ и Н₂ТеО₄ – сильные электролиты, которые в водных растворах образуют ионы SO₄ 2- и SеО₄ 2- :

Теллуровая кислота с водой вступает во взаимодействие с образованием ортотеллуровой кислоты:

Триоксид теллура ТеО₃, в отличие от триоксидов серы и селена, медленно взаимодействует с водой с образование слабой ортотеллуровой кислоты:

Задача 845.
Как и почему изменяются кислотные свойства в ряду: серная — селеновая — теллуровая кислота? Как изменяются в этом ряду окислительные свойства?
Решение:
В ряду серная — селеновая — теллуровая кислота кислотные свойства уменьшаются. объясняется это тем, что с увеличением порядкового номера элементов закономерно возрастают радиусы ионов элементов, расположенных в одной подгруппе. Кроме того, увеличение числа промежуточных слоёв электронов, расположенных между ядром атома и внешними электронами, что приводит к более сильному экранированию ядра, т.е. к уменьшению его эффективного заряда. Поэтому растущее удаление внешних электронов от ядра и уменьшение его эффективного заряда приводит к увеличению радиуса иона. С увеличением ионов радиусов Э 6+ при неизменном его заряде приводит к возрастанию расстояний между центром этого иона и центрами ионов О 2- и Н + . В результате взаимное электростатическое притяжение ионов Э 6+ и О 2- станет более слабым, что облегчит диссоциацию по основному типу; одновременно уменьшится взаимное отталкивание ионов Э 6+ и Н + , так что диссоциация по кислотному типу затруднится. Следовательно, с возрастанием радиуса иона элемента (при неизменном его заряде) усиливаются основные свойства и ослабевают кислотные свойства, образуемого этим элементом гидроксида.

Задача 846.
Какие процессы последовательно протекают при постепенном добавлении щелочи к насыщенному раствору сероводорода? Написать уравнения реакций в ионно-молекулярной форме.
Решение:
Раствор сероводорода представляет собой слабый электролит. Сероводород – слабая двухосновная кислота. Она диссоциирует ступенчато и в основном по первой ступени:

H₂S ↔ H+ + HS — (K₁ = 6 . 10 -8 )

Диссоциация по второй ступени протекает в ничтожно малой степени:

HS — ↔ H + + S 2- (K₂ = 1 . 10 -14 )

Поэтому при постоянном добавлении щёлочи к насыщенному раствору сероводорода сначала образуется кислая соль гидросульфид натрия:

затем образуется растворимая соль сульфид натрия:

Видео:Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. 9 класс.Скачать

Диаграмма распределения форм селеновой кислоты кислоты

Селеновая (К2) кислота, H2SeO4 — сильная* одноосновная кислота, диссоциация которой представлена следующими ступенчатыми реакциями c соответствующими константами диссоциации**.

`»H»»B» &rlarr; «H»^+ + «B»^(-1)`,

`k_1 = ([«H»^+][«B»^(-1)])/([«H»»B»])`,

`»p»k_1=1.88`

* по первой ступени диссоциации (или первой табулированной константе диссоциации)
** источник численных значений констант диссоциции – «Справочник по аналитической химии. Издание 4-е.», Лурье Ю.Ю.. Москва. «Химия», 1971. c.249

На графике представлена диаграмма распределения селеновой кислоты кислоты, рассчитанная по формулам.

Кликая по графику, вы можете отобрать нужные вам значения.

Видео:ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ХИМИЯ 8 класс // Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

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.

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