Электролиты и электролитическая диссоциация



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Электролиты и электролитическая диссоциация



Растворы, проводящие элек­трический ток, называются растворами электролитов.Существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счет переноса элек­тронов, либо за счет переноса ионов. Электронная проводимость присуща, прежде всего, металлам. Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например, солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. Все вещества по их поведе­нию в растворах принято делить на две категории: а) вещества, рас­творы которых обладают ионной проводимостью (электролиты); б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью (неэлектролиты). К электролитам относится большинство неорга­нических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например, спирты и углеводы.

Оказалось, что растворы электролитов обладают более низкими значениями температуры плавления и более высокими температу­рами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих фактов Аррениус предложил теорию электролитической дис­социации.

Под электролитической диссоциацией понимается распад моле­кул электролита в растворе с образованием положительно и отрица­тельно заряженных ионов – катионов и анионов. Например, моле­кула уксусной кислоты так диссоциирует в водном растворе:

СН3СООН СН3СОО + Н+

Процесс диссоциации во всех случаях является обратимым, по­этому при написании уравнений реакции диссоциации применяется знак обратимости . Различные электролиты диссоциируют на ио­ны в различной степени. Полнота распада зависит от природы элек­тролита, его концентрации, природы растворителя, температуры.

Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации. Кон­станта диссоциации. Степенью диссоциации α называют – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу растворенных молекул (n0).

α = (n/n0)100

Степень диссоциации может изменяться от 0 до 1, от отсутствия диссоциации до полной диссоциации. В зависимости от величины степени диссоциации различают слабые и сильные электролиты. К слабым электролитам относят ве­щества, у которых степень диссоциации в 0,1 М растворах меньше 3%; если степень диссоциации в 0,1 М растворе превышает 30%, то такой электролит называют сильным. Электролиты, степень диссо­циации которых лежит в пределах от 3% до 30%, называются элек­тролитами средней силы.

К сильным электролитам относятся большинство солей, некоторые кислоты – НСl, НВr, НI, НNО3, НСlO4, Н2SO4 и ос­нования щелочных и щелочноземельных металлов – щелочи LiОН, NаОН, КОН, RbОН, СsОН, Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2.

Уравнение реакции диссоциации электролита АК на катионы К+ и анионы А можно в общем виде представить сле­дующим образом:

КА К+ + А

и степень диссоциации α в данном случае можно выразить отноше­нием молярной концентрации образовавшихся ионов [К+] или [А] к первоначальной молярной концентрации электролита [АК]о, т.е.

С увеличением концентрации раствора степень диссо­циации электролита уменьшается.

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато – вначале от молекулы отщепляется один из ионов, затем другой и т.д. Каждая ступень диссоциации характеризуется своим значением константы диссоциации.

I ступень: Н2SO4 → Н+ + НSO4

II ступень: НSO4 Н+ + SO42–

Общее уравнение: Н2SO4 + + SO42–

Процесс электролитической диссоциации характеризуют константой диссоциации(К). Так, для реакции КА К+ + А константа диссоциации:

К = [К+][ А]/[КА]

Между константой и степенью электролитической диссоциации существует количественная связь. В приведенном примере общую концентрацию растворенного вещества обозначим с, а степень диссоциации α. Тогда [К+] = [А] = α∙с и соответственно концентрация недиссоциированных частиц [КА] = (1 – α)с.

Подставив значения в выражение для константы диссоциации, получим соотношение

, поскольку молярная концентрация равна C = 1/V, то

Данные уравнения является математическим выражением закона разведения Оствальда: константа диссоциации электролита не зависит от разведения раствора.

Ионное произведение воды. рН раствора. Значение константы диссоциации воды КН2О = 1·10–14. Данную константу для воды называ­ют ионным произведением воды, которое зависит только от темпера­туры.

Согласно реакции Н2О Н+ + ОН, при диссоциации воды на каждый ион Н+ образуется один ион ОН, следовательно, в чистой воде концен­трации этих ионов одинаковы: [Н+] = [ОН] = 10–7.

рН = –lg[Н+]

Водные растворы имеют значение рН в интервале от 1 до 14. По соотношению концентраций этих ионов различают три типа сред: нейтральную, кислую и щелочную.

Нейтральная среда – среда, в которой концентрации ионов [Н+] = [ОН] = 10–7 моль/л (рН = 7).

Кислая среда – среда, в которой концентрация ионов [Н+] больше концентрации ионов [ОН], т.е. [Н+] > 10–7 моль/л (рН < 7).

Щелочная среда–среда, в которой концентрация ионов [Н+] меньше концентрации ионов [ОН], т.е. [Н+] < 10–7 моль/л (рН > 7).

Качественно реакцию среды и рН водных растворов электролитов определяют при помощи индикаторов и рН-метра.

Например, если концентрация ионов [H+] = 10–4 моль/л, то рН = – lg10–4 = 4 и среда раствора кислая, а если концентрация ионов [ОН] = 10–4 моль/л, то [Н+] = К2O) – [ОН] = 10–14 – 10–4 = 10–10, а рН = – lg10–10 = 10 и среда раствора щелочная.

 

Произведение растворимости. Растворение твердого вещест­ва в воде прекращается тогда, когда образуется насыщенный рас­твор, т.е. устанавливается равновесие между твердым веществом и частицами того же вещества, находящимися в растворе. Так, на­пример, в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие:

AgClтв Ag+водн + Сlводн

В насыщенном растворе электролита произве­дение концентраций его ионов есть величина постоянная при дан­ной температуре и эта величина количественно характеризует спо­собность электролита растворяться, называется она произведением растворимости (ПР).

ПР(АgCl) = [Аg+][Cl]

Произведение растворимостиэто постоянная величина, равная произведению концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе. В общем случае для малорастворимого электролита состава AmBn можно записать: AmBn mA + nB

ПРAmBn = [A]m ∙ [B]n

Зная величины произведений растворимости, можно решать во­просы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях, что особенно важно для аналитической хи­мии.

Гидролиз солей

Взаимодействие солей с водой, в результате которого образу­ются кислота (или кислая соль), и основание (или основная соль), называется гидролизом солей.

Правило направления протекания ионных реакций: реакции между ионами в растворах электролитов идут прак­тически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.

Гидролизу подвергаются соли образованные:

- слабым основанием и сильной кислотой (например, MgCl2, CuSO4), и гидролиз идет по катиону, т.к. молекулы слабого электролита образуются за счет катионов;

- слабой кислотой и сильным основанием (например, Na2CO3, K2S, CH3COONa), и гидролиз идет по аниону, т.к. молекулы слабого электролита образуются за счет анионов;

- слабым основанием и слабой кислотой (например, NH4CN, CH3COONH4), и гидролиз идет по аниону и катиону, т.к. молекулы слабого электролита образуются за счет анионов и катионов.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (например, NaCl, Na2SO4, KNO3) гидролизу не подвергаются, т.к. в этом случае не образуются молекулы слабого электролита.

Уравнения реакций гидролиза пишутся аналогично другим ионным уравнениям: малодиссициированные (в том числе вода) и малорастворимые, а также газообразные продукты гидролиз и исходные вещества пишутся в виде молекул, сильные электролиты записываются в ионной форме. Краткое ионное уравнение показывает какие ионы (Н+ или ОН) накапливаются в растворе данной соли при растворении, что позволяет определить реакционную среду рассматриваемой соли. Так, если в кратком ионном уравнении имеются ионы Н+, то реакция среды раствора этой соли кислая, а гидролиз будет идти по катиону. Если в кратком ионном уравнении имеются ОН, то реакция среды раствора этой соли щелочная, а гидролиз будет идти по аниону. Если же краткое ионное уравнение показывает, что в растворе присутствуют и ионы Н+ и ОН, то реакция среды нейтральная, а гидролиз будет идти и по и аниону и по катиону.

Пример. Составить уравнение гидролиза ацетата натрия СН3СООNа (соль сильного основания и слабой кислоты) и определить реакцию среды в растворе этой соли.

– запишем уравнение реакции гидролиза в молекулярной форме:

СН3СООNа + Н2О СН3СООН + NаОН

(образовался слабый электролит – уксус­ная кислота)

– составим полное ионное уравнение данной реакции:

СН3СОО + + + Н2О СН3СООН + + + ОН

– составим краткое ионное уравнение данной реакции:

СН3СОО + Н2О СН3СООН + ОН

Краткое ионное уравнение гидролиза показывает, что в растворе накапливаются ионы ОНи реакция среды будет щелочной (рН > 7).

Пример. Составить уравнение гидролиза хлорида железа (II) – соли слабого основания и сильной кислоты, определить реакцию среды в растворе этой соли.

FеСl2 + Н2O Fе(ОН)Сl + НСl

2+ + 2Сl + Н2O Fе(ОН) + Сl + Н+ + Сl

2+ + Н2O Fе(ОН) + Н+

По второй ступени гидролиз протекает следующим образом:

Fе(ОН)Сl + Н2O Fе(ОН)2↓ + НСl

Fе(ОН) + Сl + Н2O Fе(ОН)2↓ + Н+ + Сl

Fе(ОН) + Н2O Fе(ОН)2↓ + Н+

Краткое ионное уравнение гидролиза показывает, что в растворе накапливаются ионы Н+ и реакция среды будет кислой (рН < 7).

В общем случае:

- если соль образована сильным основанием и слабой кислотой, то рН > 7;

- если соль образована слабым основанием и сильной кислотой, то рН < 7;

- если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то рН ≈ 7;

- если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то рН = 7.

Гидролиз солей, образованных слабым многоосновным основанием или слабой многоосновной кислотой, протекает ступенчато, число ступеней гидролиза равно заряду катиона слабой кислоты или слабого основания (если гидролиз идет и по катиону и по аниону, то число ступеней равно наибольшему из зарядов):

- при гидролизе солей, образованных слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, образуются основные соли (содержащие катион металла, анионы ОН и кислотного остатка, например, FеОНСl2 – гидроксохлорид железа III);

- при гидролизе солей, образованных слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, образуются кислые соли (содержащие анионы кислотного остатка, катионы металла и Н+, например, КНСО3 – гидрокарбонат калия).

Гидролиз по второй и, особенно, по третьей ступени выражен незначительно

Пример. Составить уравнения гидролиза и определить реакцию среды в растворе хлорида железа (III).

Реакция гидролиза FеСl3 проходит в три стадии, так как заряд иона железа равен 3+:

1) составим молекулярное, полное и краткое ионное уравнение первой ступени гидролиза:

молекулярное уравнение: FеСl3 + НОН ↔ FеОНСl2 + НСl

полное ионное уравнение: Fе3+ + 3Cl + НОН ↔ (FеОН)2+ + 2Сl + H+ + Сl

краткое ионное уравнение: Fе3+ + НОН ↔ (FеОН)2+ + H+

2) составим молекулярное, полное и краткое ионное уравнение второй ступени гидролиза:

FеОНСl2 +НОН ↔ Fе(ОН)2Сl + НСl

FеОН2+ + 2Сl + НОН ↔ (Fе(ОН)2)+ + Сl + H+ + Сl

FеОН2+ + НОН ↔ (Fе(ОН)2)+ + H+

3) составим молекулярное, полное и краткое ионное уравнение третьей ступени гидролиза:

Fе(ОН)2Сl + НОН ↔ Fе(ОН)3↓ + НСl

Fе(ОН)2+ + Сl + НОН ↔ Fе(ОН)3↓ + H+ + Сl

Fе(ОН)2+ + НОН ↔ Fе(ОН)3↓ + H+

4) общее уравнение реакции гидролиза в молекулярной полной и краткой ионной форме имеет вид:

FеСl3 + НОН ↔ Fе(ОН)3↓ + 3НСl

3+ + 3Сl + 3НОН ↔ Fе(ОН)3↓ + 3H+ + 3Сl

3+ + 3НОН ↔ Fе(ОН)3↓ + 3H+

Таким образом, гидролиз соли, образованной слабым трехкислотным основанием и сильной кислотой идет по катиону в три стадии, а накопление ионов H+ приводит к тому, что рН < 7.

Степень гидролиза (h)соотношение числа молекул, подвергшихся гидролизу к общему числу молекул.

В разбавленных растворах гидролиз можно охарактеризовать константой гидролиза (КГ). Так, для соли образованной сильным основанием и слабой кислотой:

KCN + HOH → KOH + HCN

CN + HOH → OH + HCN

КГ = [OH][HCN] / [CN][HOH]

Концентрация недиссоциированных молекул воды постоянна, тогда

КГ = [OH][HCN] / [CN]

Так как [H+][ОН] = Кводы, то [ОН] = Кводы / [H+], и преобразуя константу гидролиза получим:

КГ = Кводы [ HCN] / [CN][H+], т.е. КГ = Кводы / Ккислоты

Аналогично, константа гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты выражается соотношением ионного произведения воды и константы диссоциации соответствующего основания: КГ = Кводы / Коснования

 

Глава 8. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ

Наука, изучающая свойства веществ в дисперсном состоянии и явления на поверхности раздела фаз – коллоидная химия.

Дисперсные системы гетерогенные двух- или многофазовые системы, состоящие из частиц дисперсной фазы и окружающей их дисперсионной среды.

 



Последнее изменение этой страницы: 2016-08-14; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 34.228.52.223 (0.015 с.)