Водні розчини деяких речовин є провідниками електричного струму. Ці речовини відносяться до електролітів. Електролітами є кислоти, підстави і солі, розплави деяких речовин.
ВИЗНАЧЕННЯ
Процес розпаду електролітів на іони в водних розчинахі розплавах під дією електричного струму називається електролітичної дисоціацією.
Розчини деяких речовин у воді не проводять електричний струм. Такі речовини називають неелектролітами. До них відносяться багато органічні сполуки, наприклад цукор і спирти.
Теорія електролітичноїдисоціації
Теорія електролітичноїдисоціації була сформульована шведським вченим С. Арреніус (1887 р). Основні положення теорії С. Арреніуса:
- електроліти при розчиненні у воді розпадаються (дисоціюють) на позитивно і 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 електролітичноїдисоціації полягає в іон-дипольні взаємодії між іонами і диполями води (рис. 1).
Мал. 1. Електролітична дисоціація розчину хлориду натрію
Найлегше диссоциируют речовини з іонним зв'язком. Аналогічно дисоціація протікає у молекул, утворених за типом полярної ковалентного зв'язку (характер взаємодії - диполь-дипольний).
Дисоціація кислот, основ, солей
При дисоціації кислот завжди утворюються іони водню (H +), а точніше - гидроксония (H 3 O +), які відповідають за властивості кислот (кислий смак, дія індикаторів, взаємодія з підставами і т.д.).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
При дисоціації підстав завжди утворюються гідроксид-іони водню (OH -), відповідальні за властивості підстав (зміна забарвлення індикаторів, взаємодія з кислотами і т.д.).
NaOH ↔ Na + + OH -
Солі - це електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони металів (або катіон амонію NH 4 +) і аніони кислотних залишків.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
Багатоосновні кислоти і підстави диссоциируют поступово.
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 і сильні розчини. Щоб охарактеризувати цей захід існує поняття і величина ступеня дисоціації (). Ступінь дисоціації - відношення числа молекул, продіссоцііровавшіх на іони до загальної кількості молекул. часто висловлюють в%.
До слабких електролітів належать речовини, у яких в децімолярном розчині (0,1 моль / л) ступінь дисоціації менше 3%. До сильних електролітів належать речовини, у яких в децімолярном розчині (0,1 моль / л) ступінь дисоціації більше 3%. Розчини сильних електролітів не містять непродіссоцііровавшіх молекул, а процес асоціації (об'єднання) призводить до утворення гідратованих іонів і іонних пар.
На ступінь дисоціації надають 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 в молекулярної, повної іонної і скороченою іонної 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 в незначній мірі.
H 2 O ↔ H + + OH -
До будь-якого рівноваги можна застосувати закон діючих мас і записати вираз для константи рівноваги:
K = /
Рівноважна концентрація води - величина постійна, слеовательно.
K = = K W
Кислотність (основність) водного розчину зручно висловлювати через десятковий логарифм молярної концентрації іонів водню, узятий з оберненим знаком. Ця величина називається водневим показником (рН).
35. Ступінь і константа дисоціації слабкого електроліту. Закон розведення Оствальда. Ступінчаста дисоціація електроліту. Вплив загальних іонів на дисоціацію слабких електролітів.
Ступенем дисоціації (альфа)електроліту називається частка його молекул, подвергщіхся дисоціації.
Константа дисоціації- вид константи рівноваги, яка показує схильність великого об'єкта диссоциировать (розділятися) оборотним чином на маленькі об'єкти, як наприклад коли комплекс розпадається на складові молекули, або коли сіль розділяється в водному розчині на іони.
закон розведення Освальда:K= Cм / (1-α)
Багатоосновні кислоти, а також підстави двох- і більше валентних металів диссоциируют східчасто. У розчинах цих речовин встановлюються складні рівноваги, в яких беруть участь іони різного заряду.
Перше рівновагу - дисоціація по першій ступені- характеризується константою дисоціації, що позначається До 1 , А друге - дисоціація по другого ступеня - константою дисоціації До 2 . величини К, К 1 і До 2 пов'язані один з одним співвідношенням: К = К 1 До 2
При ступінчастою дисоціації речовин розпад по наступному рівні завжди відбувається в меншій мірі, ніж за попередньою. Дотримується нерівність: До 1 > До 2 > До 3 …
Це пояснюється тим, що енергія, яку потрібно затратити для відриву іона, мінімальна при відриві його від нейтральної молекули і стає більше при дисоціації по кожній наступній ступені.
Вплив загального іона на дисоціацію слабкого електроліту: Додавання загального іона зменшує дисоціацію слабкого електроліту.
36. Самоіонізація води. Іонний добуток води. Водневий (pH) і гідроксильний (pOH) показники, їх взаємозв'язок у воді і водних розчинах електролітів. Поняття про індикатори і буферних розчинах електролітів. Поняття про індикатори і буферних розчинах.
Для рідкої води характерна самоіонізація . Молекули її взаємно впливають один на одного. Тепловий рух частинок викликає ослаблення і гетеролітичною розрив зв'язків О - Н в окремих молекулах води.
Іонний добуток води- твір концентрацій [Н +] і - є величина постійна при постійній температурі і рівна 10 -14 при 22 ° C.
Іонний добуток води збільшується зі збільшенням температури.
Водневий показник рН- негативний логарифм концентрації іонів водню: рН = - lg. Аналогічно: pOH = - lg. Логарифмування іонного добутку води дає: рН + рOH = 14. Величина рН характеризує реакцію середовища. Якщо рН = 7, то [Н +] = - нейтральне середовище.
якщо рН< 7, то [Н + ] >- кислотне середовище. Якщо рН> 7, то [Н +]< – щелочная среда.
буферні розчини- розчини, що мають певну концентрацію іонів водню. рН цих розчинів не змінюється при розведенні і мало змінюється при додаванні невеликих кількостей кислот і лугів.
Значення pH розчину визначають за допомогою універсального індикатора.
універсальний індикатор- це суміш декількох індикаторів, що змінюють забарвлення в широкому інтервалі значень pH.
37. Розчинність малорозчинних твердих електролітів у воді. Твір розчинності (пр). Вплив загальних іонів на розчинність. Амфотерні гідроксиди та оксиди.
Розчинність малорастворимого речовиниs може бути виражена в молях на літр. Залежно від величини s речовини можуть бути розділені на малорозчинні - s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л ≤ s≤ 10 -2 моль / л і добре розчинні s > 10 -2 моль / л.
Розчинність сполук пов'язана з їх твором розчинності.
твір розчинності (ПР, K sp) - твір концентрації іонів малорастворимого електроліту в його насиченому розчині при постійній температурі і тиску. Твір розчинності - величина постійна.
При введенні в насичений. р-р малорастворимого електроліту із загальним іоном розчинність знижується.
амфотерні гідроксиди- хімічні речовини, які в кислому середовищі поводяться як підстави, а в лужному - як кислоти.
амфотерні гідроксидипрактично нерозчинні в воді, найбільш зручний спосіб їх отримання - осадження з водного розчину з допомогою слабкого підстави - гідрату аміаку: Al (NO 3) 3 + 3 (NH 3 · H 2 O) = Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 NO 3 (20 ° C) Al (NO 3) 3 + 3 (NH 3 · H 2 O) = AlO (OH) ↓ + 3NH 4 NO 3 + H 2 O (80 ° C)
амфотерні оксиди- солеобразующіе оксиди, що проявляють в залежності від умов або основні, або кислотні властивості (тобто
проявляють амфотерность). Утворюються перехідними металами. Метали в амфотерних оксидах зазвичай виявляють валентність II, III, IV.
| " |
Електролітична дисоціація- це процес розпаду речовини (що є електролітом) зазвичай у воді на іони, які можуть вільно рухатися.
Кислоти у водних розчинах здатні диссоциировать на позитивно заряджені іони водню (H +) і негативно заряджені кислотні залишки (наприклад, Cl -, SO 4 2-, NO 3 -). Перші називають катіонами, другі - аніонами. Кислий смак розчинів усіх кислот обумовлений саме іонами водню.
Молекули води полярні. Своїми негативно зарядженими полюсами вони притягують до себе атоми водню кислоти, в цей час інші молекули води притягують до себе позитивно зарядженими полюсами кислотні залишки. Якщо в молекулі кислоти зв'язок між воднем і кислотним залишком мало міцна, то вона розривається, при цьому електрон атома водню залишається у кислотного залишку.
У розчинах сильних кислот майже всі молекули дисоціюють на іони. У слабких же кислотах дисоціація протікає слабкіше, також поряд з нею протікає зворотний процес - асоціація - коли іони кислотного залишку і водню утворюють зв'язок, і знову виходить електронейтральна молекула кислоти. Тому в рівняннях дисоціації часто для сильних кислот використовують знак рівності або односпрямовану стрілку, а для слабких кислот - різноспрямовані стрілки, підкреслюючи тим самим, що процес йде в обидві сторони.
До сильних електролітів належать кислоти соляна (HCl), сірчана (H 2 SO 4), азотна (HNO 3) і ін. До слабких - фосфорна (H 3 PO 4), азотистая (HNO 2), кремнієва (H 2 SiO 3) та ін.
Молекула одноосновної кислоти (HCl, HNO 3, HNO 2 і ін.) Може диссоциировать тільки на один іон водню і один іон кислотного залишку. Таким чином, їх дисоціація завжди протікає в один щабель.
Молекули многоосновних кислот (H 2 SO 4, H 3 PO 4 та ін.) Можуть диссоциировать в кілька ступенів. Спочатку від них відщеплюється один іон водню, в результаті залишається гідро-аніон (наприклад, HSO 4 - - гідро-сульфат-іон). Це перший ступінь дисоціації. Далі може отщепа другий іон водню, в результаті залишиться тільки кислотний залишок (SO 4 2-). Це другий ступінь дисоціації.
Таким чином, число ступенів електролітичноїдисоціації залежить від основності кислоти (кількості в ній атомів водню).
Найлегше дисоціація протікає по першому місці. З кожною наступною сходинкою дисоціація зменшується. Причина цього полягає в тому, що від нейтральної молекули легше відірвати позитивно заряджений іон водню, ніж від негативно зарядженої. Після першого ступеня залишилися іони водню сильніше притягуються до кислотного залишку, т. К. На ньому виявляється більший негативний заряд.
За аналогією з кислотами на іони дисоціюють і підстави. В даному випадку утворюються катіони металів і гідроксид-аніони (OH -). Залежно від кількості гідроксид-груп в молекулах підстав дисоціація також може відбуватися в кілька ступенів.
Багатоосновні кислоти і многокіслотние підстави диссоциируют поступово. Кожному рівню дисоціації відповідає своя константа дисоціації. Наприклад, для дисоціації фосфорної кислоти:
Зменшення константи від першої сходинки до третьої пов'язано з тим, що відірвати протон стає все важче у міру того, як зростає негативний заряд у утворюється частинки.
Константа повної дисоціації дорівнює добутку констант, відповідних окремих стадіях дисоціації. Наприклад, в разі фосфорної кислоти для процесу:
Для оцінки ступеня дисоціації слабких електролітів досить враховувати лише перший ступінь дисоціації – нею, в першу чергу, визначається концентрація іонів в розчині.
Кислі та основні солі також дисоціюють ступінчасто, наприклад:
Неважко помітити, що дисоціація гідроаніона або гідроксокатіонів ідентична другий або третій сходинці дисоціації відповідних кислоти або підстави і тому підпорядковується тим самим закономірностям, які були сформульовані для ступінчастою дисоціації кислот і підстав. Зокрема, якщо основна сіль відповідає слабкому основи, а кисла сіль – слабкою кислоті, то дисоціація гідроаніона або гідроксокатіонів (тобто друга або третя ступінь дисоціації солі) протікає в незначній мірі.
У всякій кислородсодержащей кислоті і в усякому підставі (маються на увазі кислоти і підстави в традиційному розумінні) є гидроксогрупп. Різниця між кислотою і підставою полягає в тому, що в першому випадку дисоціація відбувається по зв'язку ЕО-Н, а в другому – по зв'язку Е-ОН.
Амфотерні гідроксиди дисоціюють і як підстави, і як кислоти (і ті й інші дуже слабкі). Так, іонізацію гідроксиду цинку можна представити наступною схемою (без урахування гідратації утворюються іонів):
Додаток кислоти зміщує ці рівноваги вліво, а додаток лугу – вправо. Тому в кислому середовищі переважає дисоціація по типу підстави, а в лужному – за типом кислоти. В обох випадках зв'язування в молекули води іонів, що утворюються при дисоціації малорастворимого амфотерного електроліту, викликає перехід в розчин нових порцій таких іонів, їх зв'язування, перехід в розчин нових іонів і т. Д. Отже, розчинення такого електроліту відбувається як в розчині кислоти, так і в розчині лугу.
Теорію електролітичноїдисоціаціїзапропонував шведський вчений С. Арреніус в 1887 році.
Електролітична дисоціація- це розпад молекул електроліту з утворенням в розчині позитивно заряджених (катіонів) і негативно заряджених (аніонів) іонів.
Наприклад, оцтова кислота дисоціює так у водному розчині:
CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO -.
Дисоціація ставитися до оборотних процесів. Але різні електроліти дисоціюють по-різному. Ступінь залежить від природи електроліту, його концентрації, природи розчинника, зовнішніх умов (температури, тиску).
Ступінь дисоціації α -відношення числа молекул, що розпалися на іони, до загального числа молекул:
α = v'(x) / v (x).
Ступінь може варіюватися від 0 до 1 (від відсутності дисоціації до її повного завершення). Позначається у відсотках. Визначається експериментальним шляхом. При дисоціації електроліту відбувається збільшення числа частинок в розчині. Ступінь дисоціації показує силу електроліту.
розрізняють сильніі слабкі електроліти.
сильні електроліти- це ті електроліти, ступінь дисоціації якої перевищує 30%.
Електроліти середньої сили- це ті, ступінь дисоціації якої ділить в межах від 3% до 30%.
слабкі електроліти- ступінь дисоціації у водному 0,1 М розчині менше 3%.
Приклади слабких і сильних електролітів.
Сильні електроліти в розведених розчинах без остачі розпадаються на іони, тобто α = 1. Але експерименти показують, що дисоціація не може бути дорівнює 1, вона має наближене значення, але не дорівнює 1. Це не справжня дисоціація, а уявна.
Наприклад, нехай у деякого з'єднання α = 0,7. Тобто по теорії Арреніуса в розчині «плаває» 30% непродіссоцііовавшіх молекул. А 70% утворили вільні іони. А електролстатіческая теорія дає інше визначення цього поняття: якщо α = 0,7, то все молекули диссоційовані на іони, але іони вільні лише на 70%, а решта 30% - пов'язані електростатичними взаємодіями.
Удавана ступінь дисоціації.
Ступінь дисоціації залежить не тільки від природи розчинника і розчиняється речовини, а й від концентрації розчину і температури.
Рівняння дисоціації можна представити в наступному вигляді:
AK ⇄ A- + K +.
І ступінь дисоціації можна виразити так:
Зі збільшенням концентрації розчину ступінь дисоціації електроліту падає. Тобто значення ступеня для конкретного електроліту не є величиною постійною.
Так як дисоціація - процес оборотний, то рівняння швидкостей реакції можна записати в такий спосіб:
Якщо дисоціація равновесна, то швидкості рівні і в результаті отримуємо константу рівноваги(Константу дисоціації):
До залежить від природи розчинника і від температури, але не залежить від концентрації розчинів. З рівняння видно, що чим більше недіссоціірованних молекул, тим менше величина константи дисоціації електроліту.
багатоосновні кислотидиссоциируют поступово, і кожен ступінь має своє значення константи дисоціації.
Якщо дисоціює багатоосновними кислота, то найлегше отщепляется перший протон, а при зростанні заряду аніона, тяжіння зростає, і тому протон отщепляется набагато важче. наприклад,
Константи дисоціації ортофосфорної кислоти на кожному ступені повинні сильно відрізнятися:
I - стадія:
II - стадія:
III - стадія:
На першому місці ортофосфорна кислота - кислота середньої сили, а 2ий - слабка, на 3ей - дуже слабка.
Приклади констант рівноваги для деяких розчинів електролітів.
Розглянемо приклад:
Якщо в розчин, в якому містяться іони срібла внести металеву мідь, то в момент рівноваги, концентрація іонів міді повинна бути більше, ніж концентрація срібла.
Але у константи низьке значення:
AgCl⇄Ag + + Cl -.
Що говорить про те, що до моменту досягнення рівноваги розчинилося дуже мало хлориду срібла.
Концентрація металевої міді і срібла введені в константу рівноваги.
Іонний добуток води.
У наведеній таблиці є дані:
Цю константу називають іонним твором води, Яке залежить тільки від температури. Згідно дисоціації на 1 іон Н + доводиться один гідроксид-іон. В чистій водіконцентрація цих іонів однакова: [ H + ] = [OH - ].
Звідси, [ H + ] = [OH-] = = 10-7 моль / л.
Якщо додати у воду сторонню речовину, наприклад, хлороводневу кислоту, то концентрація іонів водню зросте, але іонний добуток води від концентрації не залежить.
А якщо додати луг, то підвищиться концентрація іонів, а кількість водню знизиться.
Концентрація і взаємопов'язані: чим більше одна величина, тим менше інша.
Кислотність розчину (рН).
Кислотність розчинів зазвичай виражається концентрацією іонів Н +.У кислих середовищах рН<10 -7 моль/л, в нейтральных - рН= 10 -7 моль / л, в лужних - рН> 10 -7 моль / л.
Кислотність розчину виражають через негативний логарифм концентрації іонів водню, називаючи її рН.
рН = -lg[ H + ].
Взаємозв'язок між константою і ступенем дисоціації.
Розглянемо приклад дисоціації оцтової кислоти:
Знайдемо константу:
молярна концентрація С = 1 /V, Підставимо в рівняння і отримаємо:
Ці рівняння є законом розведення В. Оствальда, Згідно з яким константа дисоціації електроліту не залежить від розведення растовра.