Вещества, растворы (или расплавы) которых проводят электрический ток, называются э л е к т р о л и т а м и. Нередко электролитами называют и сами растворы этих веществ. Эти растворы (расплавы) электролитов являются проводниками второго рода, так как передача электричества осуществляется в них движением и о н о в - заряженных частиц. Частица, заряженная положительно называется катионом (Са +2), частица несущая отрицательный заряд - анионом (ОН ־). Ионы могут быть простые (Са +2 , Н +) и сложные (РО 4 ־ 3 , НСО 3 ־ 2).
Основоположником теории электролитической диссоциации является шведский ученый С. Аррениус. Согласно теории электролитической диссоциацией называется распад молекул на ионы при их растворении в воде, причем это происходит без воздействия электрического тока. Однако эта теория не отвечала на вопросы: какие причины обусловливают появление в растворах ионов и почему положительные ионы, сталкиваясь с отрицательными, не образуют нейтральных частиц.
Свой вклад в развитие этой теории внесли русские ученые: Д.И. Менделеев, И. А. Каблуков – сторонники химической теории растворов, обращавшие внимание на влияние растворителя в процессе диссоциации. Каблуков утверждал, что растворенное вещество взаимодействует с растворителем (процесс с о л ь в а т а ц и и ) образуя продукты переменного состава (с о л ь в а т ы ).
Сольват представляет собой ион, окруженный молекулами растворителя (сольватная оболочка), которых может быть разное количество (именно за счет этого достигается переменный состав). Если растворителем является вода, то процесс взаимодействия молекул растворенного вещества и растворителя называется г и д р а т а ц и е й, а продукт взаимодействия - г и д р а т о м.
Таким образом, причиной электролитической диссоциации является сольватация (гидратация). И именно сольватация (гидратация) ионов препятствует обратному соединению в нейтральные молекулы.
Количественно процесс диссоциации характеризуется величиной степени электролитической диссоциации ( α ), которая представляет собой отношение количества распавшегося на ионы вещества к общему количеству растворенного вещества. Отсюда следует, что для сильных электролитов α = 1 или 100 % (в растворе присутствуют ионы растворенного вещества), для слабых электролитов 0 < α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (ионы в растворе отсутствуют). Помимо природы растворенного вещества и растворителя величина α зависит от концентрации раствора и температуры.
Если растворителем является вода, к сильным электролитам относятся:
1) все соли;
2) следующие кислоты: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4 ;
3) следующие основания: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 .
Процесс электролитической диссоциации является обратимым, следовательно, его можно охарактеризовать величиной константы равновесия, которая, в случае слабого электролита, называется константой диссоциации (К Д ) .
Чем больше эта величина, тем легче электролит распадается на ионы, тем больше его ионов в растворе. Например: HF ═ H + + F־
Эта величина постоянная при данной температуре и зависит от природы электролита, растворителя.
Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Например, молекулы серной кислоты в первую очередь отщепляют один катион водорода:
H 2 SO 4 ═ Н + + HSO 4 ־ .
Отщепление второго иона по уравнению
HSO 4 ־ ═ Н + + SO 4 ־ 2
идет уже значительно труднее, так как ему приходится преодолевать притяжение со стороны двухзарядного иона SO 4 ־ 2 , который, конечно, притягивает к себе ион водорода сильнее, чем однозарядный ион HSO 4 ־ . Поэтому вторая ступень диссоциации происходит в гораздо меньшей степени, чем первая.
Основания, содержащие более одной гидроксильной группы в молекуле, тоже диссоциируют ступенчато. Например:
Ba(OH) 2 ═ BaOH + + OH - ;
BaOH + = Ba 2+ + OH - .
Средние (нормальные) соли всегда диссоциируют на ионы металлов и кислотных остатков:
CaCl 2 = Ca 2+ + 2Cl - ;
Na 2 SO 4 = 2Na + + SO 4 2- .
Кислые соли, подобно многоосновным кислотам, диссоциируют ступенчато. Например:
NaHCO 3 = Na + + HCO 3 - ;
HCO 3 - = H + + CO 3 2- .
Однако степень диссоциации по второй ступени очень мала, так что раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.
Основные соли диссоциируют на ионы основных и кислотных остатков. Например:
Fe(OH)Cl 2 = FeOH 2+ + 2Cl - .
Вторичной диссоциации ионов основных остатков на ионы металла и гидроксила почти не происходит.
Данный урок посвящен изучению темы «Электролитическая диссоциация». В процессе изучения этой темы Вы поймете суть некоторых удивительных фактов: почему растворы кислот, солей и щелочей проводят электрический ток; почему температура кипения раствора электролита выше по сравнению с раствором неэлектролита.
Тема: Химическая связь.
Урок: Электролитическая диссоциация
Тема нашего урока - «Электролитическая диссоциация ». Мы попробуем объяснить некоторые удивительные факты:
Почему растворы кислот, солей и щелочей проводят электрический ток.
Почему температура кипения раствора электролита всегда будет выше, чем температура кипения раствора не электролита той же концентрации.
Сванте Аррениус
В 1887 году шведский физико - химик Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы - ионы, которые могут передвигаться к электродам - отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду.
Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название электролитической диссоциации (дословный перевод - расщепление, разложение под действием электричества). Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются только переносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит через раствор ток или нет. При активном участии Сванте Аррениуса была сформулирована теория электролитической диссоциации, которою часто называют в честь этого ученого. Основная идея данной теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. И именно эти ионы являются носителями заряда и отвечают за электропроводность раствора.
Электрический ток - это направленное движение свободных заряженных частиц . Вы уже знаете, что растворы и расплавы солей и щелочей электропроводны, так как состоят не из нейтральных молекул, а из заряженных частиц - ионов. При расплавлении или растворении ионы становятся свободными переносчиками электрического заряда.
Процесс распада вещества на свободные ионы при его растворении или расплавлении называют электролитической диссоциацией.
Рис. 1. Схема распада на ионы хлорида натрия
Сущность электролитической диссоциации заключается в том, что ионы становятся свободными под влиянием молекулы воды. Рис.1. Процесс распада электролита на ионы отображают с помощью химического уравнения. Запишем уравнение диссоциации хлорида натрия и бромида кальция. При диссоциации одного моля хлорида натрия образуются один моль катионов натрия и один моль хлорид - анионов. NaCl ⇄ Na + + Cl -
При диссоциации одного моля бромида кальция образуется один моль катионов кальция и два моля бромид - анионов.
Ca Br 2 ⇄ Ca 2+ + 2 Br -
Обратите внимание: так как в левой части уравнения записана формула электронейтральной частицы, то суммарный заряд ионов должен быть равен нулю .
Вывод : при диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотного остатка.
Рассмотрим процесс электролитической диссоциации щелочей. Запишем уравнение диссоциации в растворе гидроксида калия и гидроксида бария.
При диссоциации одного моля гидроксида калия образуются один моль катионов калия и один моль гидроксид-анионов. KOH ⇄ K + + OH -
При диссоциации одного моля гидроксида бария образуются один моль катионов бария и два моля гидроксид - анионов. Ba (OH ) 2 ⇄ Ba 2+ + 2 OH -
Вывод: при электролитической диссоциации щелочей образуются катионы металла и гидроксид - анионы.
Нерастворимые в воде основания практически не подвергаются электролитической диссоциации , так как в воде они практически нерастворимы, а при нагревании - разлагаются, так что расплав их получить не удается.
Рис. 2. Строение молекул хлороводорода и воды
Рассмотри процесс электролитической диссоциации кислот. Молекулы кислот образованы ковалентной полярной связью, а значит, кислоты состоят не из ионов, а из молекул.
Возникает вопрос - как же тогда кислота диссоциирует, т. е как в кислотах образуются свободные заряженные частицы? Оказывается, ионы образуются в растворах кислот именно при растворении.
Рассмотрим процесс электролитической диссоциации хлороводорода в воде , но для этого запишем строение молекул хлороводорода и воды. Рис.2.
Обе молекулы образованы ковалентной полярной связью. Электронная плотность в молекуле хлороводорода смещена к атому хлора, а в молекуле воды - к атому кислорода. Молекула воды способна оторвать катион водорода от молекулы хлороводорода, при этом образуется катион гидроксония Н 3 О + .
В уравнении реакции электролитической диссоциации не всегда учитывают образование катиона гидроксония - обычно говорят, что образуется катион водорода.
Тогда уравнение диссоциации хлороводорода выглядит так:
HCl ⇄ H + + Cl -
При диссоциации одного моля хлороводорода образуются один моль катиона водорода и один моль хлорид - анионов.
Ступенчатая диссоциация серной кислоты
Рассмотри процесс электролитической диссоциации серной кислоты. Серная кислота диссоциирует ступенчато, в две стадии.
I -я стадия диссоциации
На первой стадии отрывается один катион водорода и образуется гидросульфат-анион.
II - я стадия диссоциации
На второй стадии происходит дальнейшая диссоциация гидросульфат - анионов. HSO 4 - ⇄ H + + SO 4 2-
Эта стадия является обратимой, то есть, образующиеся сульфат - ионы могут присоединять к себе катионы водорода и превращаться в гидросульфат - анионы. Это показано знаком обратимости.
Существуют кислоты, которые даже на первой стадии диссоциируют не полностью - такие кислоты являются слабыми. Например, угольная кислота Н 2 СО 3 .
Теперь мы можем объяснить, почему температура кипения раствора электролита будет выше, чем температура кипения раствора неэлектролита.
При растворении молекулы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами растворителя, например - воды. Чем больше частиц растворенного вещества находится в одном объеме воды, тем будет выше его температура кипения. Теперь представим, что в одинаковых объемах воды растворили равные количества вещества-электролита и вещества - неэлектролита. Электролит в воде распадется на ионы, а значит - число его частиц будет больше, чем в случае растворения неэлектролита. Таким образом, наличие свободных частиц в электролите объясняет, почему температура кипения раствора электролита будет выше, чем температура кипения раствора неэлектролита.
Подведение итога урока
На этом уроке вы узнали, что растворы кислот, солей и щелочей электропроводны, так как при их растворении образуются заряженные частицы - ионы. Такой процесс называется электролитической диссоциацией. При диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотных остатков. При диссоциации щелочей образуются катионы металла и гидроксид-анионы. При диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.
1. Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 9 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2009 г.119с.:ил.
2. Попель П.П.Химия:8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений/П.П. Попель, Л.С.Кривля. -К.: ИЦ «Академия»,2008.-240 с.: ил.
3. Габриелян О.С. Химия. 9 класс. Учебник. Издательство: Дрофа.:2001. 224с.
1. №№ 1,2 6 (с.13) Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 9 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2009 г.119с.:ил.
2. Что такое электролитическая диссоциация? Вещества, каких классов относятся к электролитам?
3. Вещества, с каким типом связи являются электролитами?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3
ЭЛЕКТРОЛИТЫ
Цель работы : изучение химических свойств сильных и слабых электролитов.
Задачи работы : установить смещение ионного равновесия в растворах слабых электролитов; научиться составлять ионно-молекулярные реакции обмена в растворах электролитов.
Реактивы : CH 3 COONa (тв.) , NaCl (тв.) , растворы: HCl (0,1 М), CH 3 COOH (0,1 М), H 2 SO 4 , Pb(NO 3) 2 , K 2 CrO 4 , BaCl 2 , Na 2 SO 4 , CuSO 4 , NiSO 4 , Na 2 CO 3 , NH 4 Cl, NaOH (конц.) , метиловый оранжевый; дополнительно: NH 4 OH (разб.) , NH 4 OH (конц.) .
Оборудование: пробирки, пипетки.
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Неорганические вещества, растворы которых проводят электрический ток, называют электролитами. Растворы многих органических веществ (сахар, спирты) не проводят электрический ток и являются неэлектролитами.
Термин «электролиты» ввел Фарадей, который считал, что проводимость растворов обусловлена распадом веществ в электрическом поле (в переводе с греческого электролит означает «разлагаемый электричеством»). Однако, в конце XIX в. С. А. Аррениус на основании свойств растворов ∆Т зам , ∆Т кип , P осм (законы Рауля, Вант-Гоффа) показал, что распад происходит вне поля – на стадии растворения веществ. Аррениус является автором основ теории электролитической диссоциации.
Современная теория растворов (в ее разработке участвовали И. А. Каблуков, Д. И. Менделеев) основывается на решающей роли растворителя (полярных молекул воды) в диссоциации. Процесс появления гидратированных ионов в водных растворах называется электролитической диссоциацией .
Электролиты – это вещества, которые диссоциируют (распадаются) на ионы. Ионы в растворах не свободны, а образуют с водой непрочные соединения – гидраты. К электролитам относятся кислоты, основания, соли и комплексные соединения.
Чтобы объяснить различия свойств (электропроводность и другие) у электролитов и неэлектролитов Аррениус ввел понятия степени диссоциации и силы электролитов. Степень диссоциации электролита α – это доля молекул, распадающихся на ионы. По величине степени диссоциацииэлектролиты делятся на сильные и слабые (иногда выделяют электролиты средней силы).
Сильные электролиты (α ≈ 1 или 100 %) в растворах практически полностью диссоциируют на ионы. Растворы состоят только из ионов (точнее гидратов ионов). Этот процесс необратим. К сильным электролитам относятся:
Кислоты: HCl, HBr, HI, HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 , H 2 Cr 2 O 7 , HMnO 4 , H 2 SO 4 ;
Основания (щелочи): LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 , Sr(OH) 2 ;
Соли: почти все;
Комплексные соединения (большинство): K 3 , SO 4 , Na 2 и др.
Слабые электролиты (α < 0,3 или 30 %) диссоциируют на ионы незначительно и обратимо, к ним применим закон действующих масс. Их растворы состоят преимущественно из молекул. К слабым электролитам относятся многие неорганические и все органические кислоты, раствор аммиака, малорастворимые основания. Величина α слабых электролитов зависит от их концентрации: с разбавлением степень диссоциации увеличивается. Ее рассчитывают по закону разбавления Оствальда:
где К д – константа диссоциации слабого электролита (справочная величина);
C – молярная концентрация вещества, моль/л.
Расчеты точны только в разбавленных растворах при С < 0,1 моль/л. При больших концентрациях величину С заменяют активностью а :
a = f · С , (2)
где f – коэффициент активности (f < 1 – справочная величина).
Причина в том, что с увеличением концентрации в растворах начинает проявляться сильное ион – ионное взаимодействие: кулоновское взаимодействие катионов и анионов между собой. Например, в 0,1 М растворе fcndjhtраствореNaCl f = 0,78, а в 1 М растворе NaCl f = 0,66; в 0,001 М растворе CaCl 2 f = 0,84, а в 1 М растворе CaCl 2 f = 0,5.
Примеры диссоциации веществ без учета гидратации (в упрощенной форме)
Диссоциация кислот
Сильные кислоты сразу полностью диссоциируют на ионы
HClO 4 → H + + ClO 4 – (α ≈ 100 %).
Состав раствора: ионы H + и ClO 4 – .
Слабые кислоты диссоциируют на ионы обратимо
HClO ↔ H + + ClO – (α 0,1 М раствора = 0,05 %),
Состав раствора: молекулы HClO (> 99 %) и ионы H + , ClO – .
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют на ионы обратимо и ступенчато
H 2 S ↔ H + + HS – (1 ступень диссоциации, α0,1 М раствора = 0,07 %),
HS – ↔ H + + S 2 – (2 ступень диссоциации, α << 1).
Состав раствора: молекулы H 2 S (> 99 %), немного ионов H + и HS – и крайне мало S 2 – .
Диссоциация оснований
Сильные основания сразу полностью диссоциируют на ионы
Ba(OH) 2 → Ba 2+ + 2OH – (α ≈ 100 %).
Состав раствора: ионы Ba 2+ и OH – .
Слабые основания диссоциируют на ионы обратимо (многокислотные основания диссоциируют ступенчато)
NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH – (α0,1 М раствора = 1,3 %).
Состав раствора: преимущественно молекулы NH 4 OH и частично ионы NH 4 + и OH – .
Диссоциация солей
Средние соли сразу полностью диссоциируют на ионы:
Na 2 S → 2Na + + S 2 – (α ≈ 100 %).
Состав раствора: ионы Na + и S 2 - .
Кислые и основные соли диссоциируют на ионы по первой ступени как сильные электролиты – необратимо, а по второй и третьей ступеням как слабые электролиты – обратимо
NaHS → Na + + HS – (1 ступень диссоциации, α ≈ 100 %),
CuOНNO 3 → CuOH + + NO 3 – (1 ступень диссоциации, α ≈ 100 %).
Второй ступенью диссоциации можно пренебречь (α << 1).
| | | следующая лекция ==> | |
| Методика проведения эксперимента и обработка результатов | | |
Проводимость веществами электрического тока или отсутствие проводимости можно наблюдать с помощью простого прибора.
Он состоит из угольных стержней (электродов), присоединенных проводами к электрической сети. В цепь включена электрическая лампочка, которая показывает присутствие или отсутствие тока в цепи. Если опустить электроды в раствор сахара,то лампочка не загорается. Но она ярко загорится, если их опустить в раствор хлорида натрия.
Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами.
Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.
К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли.
К неэлектролитам относятся большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи.
Электролиты - проводники второго рода. В растворе или расплаве они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток. Очевидно, чем больше ионов в растворе, тем лучше он проводит электрический ток. Чистая вода электрический ток проводит очень плохо.
Различают сильные и слабые электролиты.
Сильные электролиты при растворении вводе полностью диссоциируют на ионы.
К ним относятся:
1) почти все соли;
2) многие минеральные кислоты, например Н 2 SO 4 , HNO 3 , НСl, HBr, HI, НМnО 4 , НСlО 3 , НСlО 4 ;
3) основания щелочных и щелочноземельных металлов.
Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы.
К ним относятся:
1) почти все органические кислоты;
2) некоторые минеральные кислоты, например H 2 СО 3 , Н 2 S, НNO 2 , HClO, H 2 SiO 3 ;
3) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH 4 OH, который можно изображать как гидрат аммиака NH 3 ∙H 2 O.
К слабым электролитам относится вода.
Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.
Основные положения теории электролитической диссоциации.
Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется элекролитической диссоциацией.
Так, хлорид натрия NaСl при растворении в воде полностью распадается на ионы натрия Na + и хлорид-ионы Cl - .
Вода образует ионы водорода Н + и гидроксид-ионы ОН - лишь в очень незначительных количествах.
Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации. В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и химической связи.
Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:
1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы - положительные и отрицательные.
Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na + , Mg 2+ , Аl 3+ и т.д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО 3 - , SO 2- 4 , РО З- 4 и т.д.).
2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами.
Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.
3. Диссоциация - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).
Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КA на катион К + и анион А - в общем виде записывается так:
КА ↔ K + + A -
Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.
Степень диссоциации.
Одним из важнейших понятий теории электролитической диссоциации Аррениуса является понятие о степени диссоциации.
Степенью диссоциации (а) называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n"), к общему числу растворенных молекул (n):
Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.
Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от концентрации электролита и от температуры. С уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается. Как правило, увеличивает степень диссоциации и повышение температуры. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.
Рассмотрим смещение равновесия, устанавливающегося между недиссоциированными молекулами и ионами при электролитической диссоциации слабого электролита - уксусной кислоты:
СН 3 СООН ↔ СН 3 СОO - + Н +
При разбавлении раствора уксусной кислоты водой равновесие сместится в сторону образования ионов, - степень диссоциации кислоты возрастает. Наоборот, при упаривании раствора равновесие смещается в сторону образования молекул кислоты - степень диссоциации уменьшается.
Из этого выражения очевидно, что α может изменяться от 0 (диссоциации нет) до 1 (полная диссоциация). Степень диссоциации часто выражают в процентах. Степень диссоциации электролита может быть определена только экспериментальным путем, например по измерению температуры замерзания раствора, по электропроводности раствора и т. д.
Механизм диссоциации
Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Как известно, эти вещества состоят из ионов. При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. При этом образуются гидратированные ионы, т.е. ионы, химически связанные с молекулами воды.
Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества также ориентируются диполи воды, которые своими отрицательными полюсами притягиваются к положительному полюсу молекулы, а положительными полюсами - к отрицательному полюсу. В результате этого взаимодействия связующее электронное облако (электронная пара) полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула превращается в ионную и затем легко образуются гидратированные ионы:
Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной.
Таким образом, электролитами являются соединения с ионной или полярной связью - соли, кислоты и основания. И диссоциировать на ионы они могут в полярных растворителях.
Константа диссоциации.
Константа диссоциации. Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит.
Выражение для константы диссоциации можно получить, если записать уравнение реакции диссоциации электролита АК в общем виде:
A K → A - + K + .
Поскольку диссоциация является обратимым равновесным процессом, то к этой реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия как:
где К - константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита.
Диапазон констант равновесия для разных реакций очень большой - от 10 -16 до 10 15 . Например, высокое значение К для реакции
означает, что если в раствор, содержащий ионы серебра Ag + ,внести металлическую медь, то в момент достижения равновесия концентрация ионов меди намного больше, чем квадрат концентрации ионов серебра 2 . Напротив, низкое значение К в реакции
говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось ничтожно малое количество иодида серебра AgI.
Обратите особое внимание на форму записи выражений для константы равновесия. Если концентрации некоторых реагентов существенно не изменяются в процессе реакции, то они не записываются в выражение для константы равновесия (такие константы обозначаются К 1).
Так, для реакции меди с серебром неправильным будет выражение:
Правильной будет следующая форма записи:
Это объясняется тем, что концентрации металлических меди и серебра введены в константу равновесия. Концентрации меди и серебра определяются их плотностью и не могут быть изменены. Поэтому эти концентрации нет смысла учитывать при расчете константы равновесия.
Аналогично объясняются выражения констант равновесия при растворении AgCl и AgI
Произведение растворимости. Константы диссоциации малорастворимых солей и гидроксидов металлов называются произведением растворимости соответствующих веществ (обозначается ПР).
Для реакции диссоциации воды
выражение константы будет:
Объясняется это тем, что концентрация воды во время реакций в водных растворах изменяется очень незначительно. Поэтому принимается, что концентрация [Н 2 О] остается постоянной и вводится в константу равновесия.
Кислоты, основания и соли с позиций электролитической диссоциации.
С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.
Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.
Например:
НCl ↔ Н + + С l - ;
СН 3 СООН ↔ Н + + СН 3 СОО -
Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты наряду с молекулами Н 3 РО 4 имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) Н 2 РО 2- 4 , НРО 2- 4 и РО 3- 4
Н 3 РО 4 ↔ Н + + Н 2 РО - 4 (первая ступень)
Н 2 РО - 4 ↔ Н + + НРO 2- 4 (вторая ступень)
НРО 2- 4 ↔ Н+ PО З- 4 (третья ступень)
Основностъ кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации.
Так, НCl, HNO 3 - одноосновные кислоты - образуется один катион водорода;
Н 2 S, Н 2 СО 3 , Н 2 SO 4 - двухосновные,
Н 3 РО 4 , Н 3 АsО 4 - трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода.
Из четырех атомов водорода, содержащихся в молекуле уксусной кислоты СН 3 СООН, только один, входящий в карбоксильную группу - СООН, способен отщепляться в виде катиона Н + , - уксусная кислота одноосновная.
Двух - и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно).
Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.
Например:
KOH ↔ K + + OH - ;
NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -
Основания,растворимые в воде называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН) 2 , Sr(ОН) 2 , Ва(ОН) 2 , Rа(ОН) 2 , а также NН 4 ОН. Большинство оснований в воде малорастворимо.
Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, NН 4 ОН - однокислотное основание, Са(ОН) 2 - двухкислотное, Fе(ОН) 3 - трехкислотное и т. д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато
Ca(ОН) 2 ↔ Са(ОН) + + OH - (первая ступень)
Ca(OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (вторая ступень)
Однако имеются электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода, и гидроксид - ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Н + и ОН - (в незначительных количествах):
Н 2 O ↔ Н + + ОН -
Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием катионов водорода Н + , и щелочные свойства, обусловленные наличием ионов ОН - .
Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН) 2 можно выразить уравнением
2ОН - + Zn 2+ + 2Н 2 О ↔ Zn(ОН) 2 + 2Н 2 О ↔ 2- + 2Н +
Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH 4) и анионы кислотных остатков
Например:
(NH 4) 2 SO 4 ↔ 2NH + 4 + SO 2- 4 ;
Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4
Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. Например:
KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4
HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4
У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.
Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -
Кроме константы диссоциации силу электролита можно определить по значению другого параметра, зависящего от концентрации раствора. Таким параметром является кажущаяся степень диссоциации которая показывает долю молекул распавшихся на ионы.
Степень диссоциации ( ) - это отношение числа распавшихся на ионы молекул (N дис. ) к общему числу молекул растворенного вещества (N общ. ) :
Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах. Поскольку общее число молекул вещества в растворе пропорционально количеству его вещества и его молярной концентрации, то можно записать:
(7.6.5.)
где n дис. и c дис. - соответственно, количество и молярная концентрация растворенного вещества, подвергшегося электролитической диссоциации.
К сильным электролитам условно относят вещества, кажущаяся степень диссоциации которых в растворе превышает 30% ( > 0,3). При < 3% ( < 0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы.
Степень диссоциации обычно определяют по данным измерения электропроводности растворов, которая прямо пропорциональна концентрации свободно движущихся ионов. При этом получают не истинные значения , а кажущиеся значения. Они всегда меньше истинных значений , т.к. ионы при движении к электродам сталкиваются и частично уменьшают свою подвижность, особенно при высокой их концентрации в растворе, когда возникает электростатическое притяжение между ионами. Например, истинное значение степени электролитической диссоциации HCl в разбавленном растворе равно 1, в 1 М растворе = 0,78 (78%) при 18 0 С, однако, в этом растворе не содержится 22% недиссоциированных молекул HCl, практически все молекулы диссоциированы.
Электролиты, которые в разбавленном водном растворе диссоциируют практически полностью, называют сильными электролитами .
К сильным электролитам в водных растворах принадлежат почти все соли, многие неорганические кислоты (H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4 , галогеноводородные, кроме HF и др.), гидроксиды s-элементов (исключение - Be(OH) 2 и Mg(OH) 2). Кажущиеся значения a этих электролитов находятся в пределах от 70 до 100%. Диссоциация сильных электролитов - это практически необратимый процесс :
HCl H + + Cl - или HCl = H + + Cl -
кислоты - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка, основания - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием гидроксид-ионов OH - и катионов металла .
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Каждую ступень характеризуют своим значением константы диссоциации, например:
В связи со ступенчатой диссоциацией многоосновные кислоты способны образовывать кислые соли , NaHSO 4 , NaHCO 3 , K 2 HPO 4 и т.д.
Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато:
Этим объясняют способность многокислотных оснований образовывать основные соли : CuOHCl, (ZnOH) 2 SO 4 и др.
Электролиты, которые в разбавленном водном растворе диссоциируют частично, называют слабыми. Диссоциация слабых электролитов - обратимый процесс
например:
Степень электролитической диссоциации зависит от:
природы электролита и растворителя;
концентрации раствора;
температуры
и возрастает при увеличении разбавления раствора :
Степень диссоциации возрастает при увеличении температуры раствора. Увеличение кинетической энергии растворенных частиц способствует распаду молекул на ионы, что приводит к возрастанию степени диссоциации при нагревании растворов.
Если в растворе слабой кислоты или слабого основания увеличить концентрацию одноименного иона введением соответствующей соли, то наблюдается резкое изменение степени диссоциации слабого электролита. Рассмотрим, например, как изменится уксусной кислоты (CH3COOH) при введении в раствор ацетата натрия (введение одноименных ионов CH3COO-).
Согласно принципу Ле Шателье равновесие процесса диссоциации
сместится влево в результате увеличения концентрации ацетат-ионов CH 3 COO - , образующихся при диссоциации ацетата натрия:
CH 3 COONa CH 3 COO - + Na + .
Такое смещение равновесия в сторону образования CH 3 COOH означает уменьшение степени ее диссоциации и приводит к уменьшению концентрации ионов водорода, например:
Таким образом, в результате введения в 1 л 0,01 М раствора CH 3 COOH 0,01 моль CH 3 COONa концентрация ионов водорода уменьшилась в
.
С точки зрения теории электролитической диссоциации амфотерные гидроксиды (амфолиты) - это вещества, диссоциирующие в водном растворе как по типу кислот, так и по типу оснований . К ним относят Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 , и др. Например, уравнения электролитической диссоциации Be(OH) 2:
1) диссоциация по типу основания:
Be(OH) 2 + 3H 2 O OH - +
H 2 O OH - +
2) диссоциация по типу кислоты:
Be(OH) 2 + 2H 2 O H + +
H + +
Между константой и степенью диссоциации существует определенная закономерность, которую в 1888г.обнаружил В.Оствальд и сумел ее объяснить. Эта закономерность впоследствии была названа законом разведения Оствальда.
Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.
K д связана спростой зависимостью. Если общую молярную концентрацию электролита в растворе обозначить С КА, то для бинарных электролитов концентрации ионов K y+ и A x- будут равны·C KA . Очевидно, что
= = ·C KA ,
C KA - ·C KA = C KA· (1-), тогда
(7.6.6.)
Для слабых электролитов 0 и (1 - ) 1. Следовательно,
(7.6.7.)
Полученная зависимость является математическим выражением закона разбавления Оствальда :
степень диссоциации слабого электролита увеличивается при разбавлении раствора обратно пропорционально корню квадратному из его молярной концентрации .
