Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты

С. Аррениус для количественной характеристики электролитической диссоциации ввел понятие степени электролитической диссоциации, обозначаемой греческой буквой α.

Степень электролитической диссоциации – это отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул.

Если α = 0, то вещество совсем не распадается на ионы, оно является неэлектролитом. К неэлектролитам относятся вещества с ковалентными

малополярными и неполярными связями, такие, как эфиры, углеводороды, кислород, азот и др.

Степень электролитической диссоциации может иметь значение от 0 до 1 (в процентах от 0 до 100 %).

Сильные электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах (даже концентрированных) практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов степень диссоциации стремится к 1 (100 %). К сильным электролитам относятся почти все соли, неорганические кислоты (HNO₃, HCl, HBr, HI, HClO₄, НМnО₄, H₂SO₄), щелочи (LiOH, NaОН, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂, Ra(OH)₂).

Слабые электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы. Их степень диссоциации значительно меньше 1 (100 %), в большинстве случаев она стремится к нулю. Но при разбавлении, как вы помните, степень диссоциации увеличивается.

К слабым электролитам относятся: многие неорганические кислоты (H₂S, HF, H₂CO₃, H₂SiO₃, HNO₂, H₂SO₃), органические кислоты, основания (за исключением щелочей), гидрат аммиака NH₃ ∙ H₂O, вода H₂O, некоторые соли.

Различают три типа сред: нейтральную, щелочную, кислотную.

Нейтральная – это среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов:

[ H⁺ ] = [ ОН^– ] = 10^–7 моль/л

Кислотная – это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов:

[ H⁺ ] > [ OH^– ], [ H⁺ ] > 10^-7 моль/л

Щелочная – это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов:

[ H⁺ ] < [ OH^– ], [ H⁺ ] < 10^-7 моль/л

Для характеристики сред растворов удобно использовать так называемый водородный показатель pH (пэ-аш), введенный датским химиком Сёренсеном: р – начальная буква слова potenz — математическая степень, буква Н – химический знак водорода.

Водородным показателем pH называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:

pH = –lg[ H⁺ ]

 

Например, если [ Н⁺ ] = 10^–3 моль/л, то pH = 3, среда раствора кислотная; если [ Н⁺ ] = 10^–12 моль/л, то pH = 12, среда раствора щелочная; если [ H⁺ ] = 10^–7 моль/л, то pH = 7, среда нейтральная.

Чем pH меньше 7, тем больше кислотность раствора. Чем pH больше 7, тем больше щелочность раствора. Наглядно зависимость между концентрацией ионов водорода, значением pH и реакцией среды раствора показана на схеме:

Существуют различные методы измерения pH. Качественно тип среды и pH водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов – веществ, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов, то есть pH растворов. На практике, как вы знаете, для этого применяют такие индикаторы, как лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин, универсальный.

Водородный показатель имеет большое значение в химических и биологических процессах, так как в зависимости от типа среды эти процессы могут протекать с разными скоростями и в разных направлениях.

Измерение pH крови или желудочного сока является диагностическим тестом в медицине. Отклонение pH от нормального значения даже на 0,01 единицы свидетельствует о патологии в организме. Во внутренней среде живых организмов значение pH постоянно.

Так, при нормальной кислотности желудочный сок имеет pH = 1,7 (сильнокислотная среда), pH крови человека равен 7,4 (слабощелочная среда), слюны – 7 (близка к нейтральной). Каждый фермент функционирует при определенном значении pH: каталаза крови при pH = 7; пепсин желудочного сока – при pН = 1,5–2 и т. д

Гидролиз

Согласно теории электролитической диссоциации, в водном растворе частицы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаимодействие может привести к реакции гидролиза (от греческого hydro – вода, lysis – разложение, распад).

Гидролиз – это реакция обменного разложения веществ водой.

 

Гидролизу подвергаются различные вещества: неорганические – соли, карбиды и гидриды металлов, галогениды неметаллов; органические – галогеналканы, сложные эфиры и жиры, углеводы, белки, полинуклеотиды.

Реакции гидролиза могут протекать обратимо и необратимо. Рассмотрим разные случаи этого процесса и его значение.

Гидролиз органических веществ

1. Гидролиз галогеналканов используют для получения спиртов.

Например:

 

C2H5Cl

+ H2O

C2H5OH

+ HCl

                      хлорэтан                               этанол

Присутствие щелочи (ОН^–) позволяет «связать» получающуюся кислоту и сместить равновесие в сторону образования спирта.

2. Гидролиз сложных эфиров протекает обратимо в кислотной среде (в присутствии неорганической кислоты) с образованием соответствующего спирта и карбоновой кислоты:

 

Для смещения химического равновесия в сторону продуктов реакции гидролиз проводят в присутствии щелочи.

Французский химик М. Бертло в 1854 г. осуществил реакцию этерификации и впервые синтезировал жир. Следовательно, гидролиз жиров (как и других сложных эфиров) протекает обратимо. Уравнение реакции можно упрощенно записать так:

 

В живых организмах происходит ферментативный гидролиз жиров. В кишечнике под влиянием фермента липазы жиры пищи гидролизуются на глицерин и органические кислоты, которые всасываются стенками кишечника, и в организме синтезируются новые жиры, свойственные данному организму. Они по лимфатической системе поступают в кровь, а затем в жировую ткань. Отсюда жиры поступают в другие органы и ткани организма, где в процессе обмена веществ в клетках опять гидролизуются и затем постепенно окисляются до оксида углерода (IV) и воды с выделением энергии, необходимой для жизнедеятельности.

В технике гидролиз жиров используют для получения глицерина, высших карбоновых кислот, мыла.