Электролитами
называются вещества,
растворы которых обладают электрической
проводимостью.
К электролитам относятся растворы
кислот, солей и щелочей. Соли и щелочи
проводят электрический ток не только
в растворах, но и в расплавах. Неэлектролитами
называются вещества,
растворы которых не обладают электрической
проводимостью.
К неэлектролитам относятся многие
органические вещества, сухие соли и
основания, дистиллированная вода.
КонспектОкислительно-восcтановительные реакции – это реакции, в ходе которых меняется степень окисления атомов химических элементов. Окислитель – атом, молекула или ион, принимающий электроны. В ходе реакции его степень окисления понижается. Восстановитель – атом, молекула или ион, отдающая электроны. В ходе реакции его степень окисления повышается. Окисление – процесс отдачи электронов. Восстановление – процесс принятия электронов. Восстановителями могут быть вещества, в которых химический элемент проявляет минимальную или промежуточную степень окисления. Окислителями могут быть вещества, в которых химический элемент проявляет максимальную или промежуточную степень окисления. Скорость химической реакции – изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени. Катализаторы – вещества, ускоряющие скорость химической реакции, но сами в ходе реакции не расходующиеся. Ингибиторы – вещества, замедляющие скорость химической реакции, но сами в ходе реакции не расходующиеся. Обратимые реакции – химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях. Химическое равновесие – состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Ионные реакции – реакции между ионами в растворах. Сокращенное ионное уравнение – показывает, какие именно ионы участвуют в реакции. Гидролиз соли – взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих электролитов. Индикаторы – вещества, способные менять окраску в зависимости от реакции среды.
Электролитическая
диссоциация
– это процесс
распада молекул электролита на ионы
под действием полярных молекул
растворителя.
Электролиты –
это вещества, расплавы или водные
растворы которых проводят электрический
ток. К ним относятся растворы кислот,
расплавы и растворы щелочей и солей.
Неэлектролиты
– это вещества, которые не проводят
электрический ток. К ним относятся
многие органические вещества.
Электролиты,
которые практически полностью диссоциируют
на ионы, называются сильными;
электролиты, которые частично диссоциируют
на ионы, называются слабыми.
Для
количественной оценки полноты диссоциации
введено понятие степени диссоциации.
Степенью
диссоциации
электролита называют отношение числа
молекул, распавшихся на ионы, к общему
числу молекул, находящихся в растворе.
Обычно
степень диссоциации (α)
выражают в долях единицы или %:
где
n
– число частиц, подвергшихся
электролитической диссоциации;
n0
– общее число частиц в растворе.
Сильные
электролиты
–
почти все соли, растворимые основания
( NaOH,
KOH,
Ba(OH)2
и
др.), неорганические кислоты (H2SO4,
HCl,
HNO3,
HBr,
HI
и
др).
Слабые электролиты
– нерастворимые
основания и NH4OH,
неорганические
кислоты (H2CO3,,
H2S,
HNO2,
H3PO4
и
др.), органические кислоты и вода H2O.
Сильные электролиты
диссоциируют на ионы практически нацело
(т.е. процесс диссоциации является
необратимым) и одностадийно:
HCl
= H+
+ Cl–
H2SO4
= 2H+
+ SO42–
Слабые электролиты
диссоциируют частично (т.е. процесс
диссоциации
является
обратимым) и ступенчато.
Например,
для многоосновных кислот на каждой
стадии происходит отрыв одного иона
водорода:
1.
H2SO3
⇄
H+
+ HSO3-
2. HSO3-
⇄
H+
+ SO32-
Таким образом,
число стадий многоосновных кислот
определяется основностью кислоты
(числом ионов водорода), а число стадий
многокислотных оснований будет
определяться кислотностью основания
(или числом гидроксильных групп): NH4OH
⇄
NH4+
+ OH–.
Процесс
электролитической диссоциации завершается
установлением в системе состояния
химического равновесия, которое
характеризуется константой равновесия:
Константа равновесия
процесса электролитической диссоциации
называется константой диссоциации –
КД.
Константа диссоциации зависит от природы
электролита, природы растворителя,
температуры, но не зависит от концентрации
электролита.
Между
КД
и α
существует количественная связь:
Соотношение
называют законом разбавления
Оствальда:
степень диссоциации слабого электролита
возрастает с разбавлением раствора.
Для
слабых электролитов, когда α
1,
КД
= α2С.
Вода является
слабым электролитом, поэтому диссоциирует
обратимо:
H2O
⇄
H+
+ OH–
∆H
= +56,5кДж/моль
Степень
диссоциации воды очень мала (это очень
слабый электролит). Так как вода
присутствует в большом избытке, то ее
концентрация может считаться величиной
постоянной и составляет
В зависимости от
концентрации ионов водорода различают
три среды.
Реакции ионного
обмена
(РИО) – это
реакции между ионами, протекающие в
водных растворах электролитов.
Отличительная особенность обменных
реакций: элементы, входящие в состав
реагирующих веществ, не меняют свою
степень окисления. Реакции
ионного обмена являются необратимыми
реакциями и протекают при
условии: 1)
образования малорастворимого вещества,
2) выделения газообразного вещества, 3)
образования слабого электролита.
При протекании
РИО противоположно заряженные ионы
связываются и выводятся из сферы реакции.
Сущность реакций ионного обмена выражают
с помощью ионных уравнений, которые, в
отличие от молекулярных, показывают
истинных участников реакции. При
составлении ионных уравнений следует
руководствоваться тем, что вещества
малодиссоциирующие, малорастворимые
(выпадающие в осадок) и газообразные
записываются в молекулярной форме.
Сильные растворимые электролиты
записываются в виде ионов. Поэтому при
написании ионных уравнений необходимо
пользоваться таблицей растворимости
солей и оснований в воде.
Гидролиз –
это процесс взаимодействия ионов соли
с молекулами воды, приводящий к образованию
малодиссоциирующих соединений; является
частным случаем реакций ионного обмена.
Гидролизу подвергаются соли, образованные:
Соли,
образованные сильной кислотой и сильным
основанием, гидролизу не подвергаются:
Na2SO4,
BaCl2,
NaCl,
NaJ
и т.д.
Гидролиз
солей увеличивает концентрации ионов
Н+
или ОН–.
Это приводит к смещению ионного равновесия
воды и в зависимости от природы соли
сообщает раствору кислую или щелочную
среду (см. примеры решения задач).
Соседние файлы в папке СМ
Теория электролитической диссоциации
В
1887 г. шведский ученый Сванте Аррениус
выдвинул теорию электролитической
диссоциации. Электролитической
диссоциацией
называется процесс
распада электролита на сольватированные
ионы под действием молекул растворителя.
Теория Аррениуса заключалась в следующем:
1. При растворении в воде (или расплавлении)
электролиты распадаются на положительно
(катионы) и отрицательно (анионы)
заряженные ионы (т.е. подвергаются
электролитической диссоциации).
2. Под действием электрического тока
катионы двигаются к отрицательно
заряженному электроду (катоду), а
анионы – к положительно заряженному
электроду (аноду).
3.
Электролитическая диссоциация – процесс
обратимый (обратная реакция называется
моляризацией).
Механизм
электролитической диссоциации ионных
веществ
При растворении соединений с ионными
связями (например, NaCl) процесс гидратации
начинается с ориентации диполей воды
вокруг всех выступов и граней кристаллов
соли. Ориентируясь вокруг ионов
кристаллической решетки, молекулы воды
образуют с ними либо водородные, либо
донорно-акцепторные связи. При этом
процессе выделяется большое количество
энергии, которая называется энергией
гидратации. Энергия гидратации, величина
которой сравнима с энергией кристаллической
решетки, идет на разрушение кристаллической
решетки. При этом гидратированные ионы
слой за слоем переходят в растворитель
и, перемешиваясь с его молекулами,
образуют раствор.
Механизм
электролитической диссоциации полярных
веществ
Аналогично
диссоциируют и вещества, молекулы
которых образованы по типу полярной
ковалентной связи (полярные молекулы).
Вокруг каждой полярной молекулы вещества
(например, HCl), определенным образом
ориентируются диполи воды. В результате
взаимодействия с диполями воды полярная
молекула еще больше поляризуется и
превращается в ионную, далее уже легко
образуются свободные гидратированные
ионы.
Процесс
электролитической диссоциации принято
записывать в виде схемы, не раскрывая
его механизма и опуская растворитель
(H2O),
хотя он является основным участником:
CaCl2
= Ca2+
+ 2Clˉ
HNO3
= H+
+ NO3ˉ
Ba(OH)2
= Ba2+
+ 2OHˉ
Из
электронейтральности молекул следует
вывод, что суммарный заряд катионов и
анионов должен быть равен нулю. Например,
Al2(SO4)3:
2·(+3) + 3·(-2) = +6 – 6 = 0.
Количественной
характеристикой процесса диссоциации
электролита является степень диссоциации.
Степень
электролитической диссоциации (α)
зависит от природы электролита и
растворителя, температуры и концентрации.
Она показывает
отношение числа молекул, распавшихся
на ионы (n) к общему числу молекул,
введенных в раствор (N)
и выражается в долях единицы или в %:
Слабые
электролиты
– это
вещества,
частично диссоциирующие на ионы.
Растворы слабых электролитов наряду с
ионами содержат недиссоциированные
молекулы. Степень диссоциации α<3%. К
слабым электролитам относятся почти
все органические кислоты (CH3COOH,
C2H5COOH
и др.); некоторые неорганические кислоты
(H2CO3,
H2SO3,
H2SiO3,
HCN,
HNO2,
H3PO4,
HF,
H2S
и др.); почти все малорастворимые в воде
соли, основания и гидроксид аммония
(Ca3(PO4)2;
Cu(OH)2;
Al(OH)3;
NH4OH);
вода. Они плохо (или почти не проводят)
электрический ток.
Электролитическая диссоциация
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 (РО4
־3,
НСО3
־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:
2)
следующие кислоты: HCl,
HBr,
HI,
H2SO4,
HNO3,
HClO4;
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 (КД).
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:
H2SO4
═
Н+
+ HSO4־.
Отщепление
второго иона по уравнению
HSO4־═
Н+
+ SO4־2
идет
уже значительно труднее, так как ему
приходится преодолевать притяжение со
стороны двухзарядного иона SO4־2,
который, конечно, притягивает к себе
ион водорода сильнее, чем однозарядный
ион HSO4־
.
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+
= Ba2+
+ OH-.
Средние
(нормальные) соли всегда диссоциируют
на ионы металлов и кислотных остатков:
CaCl2
= Ca2+
+ 2Cl-
;
Na2SO4
= 2Na+
+ SO42-.
Кислые
соли, подобно многоосновным кислотам,
диссоциируют ступенчато. Например:
NaHCO3
= Na+
+ HCO3-
;
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:
Вторичной
диссоциации ионов основных остатков
на ионы металла и гидроксила почти не
происходит.