Положения: 1) мол-лы электролитов при
растворении или расплавлении распадаются
на ионы. Этот процесс наз. электролитич.
диссоциацией, или ионизацией. Ионы –
атомы или группы атомов, кот. имеют (+)
или (-) заряд. 2) В растворе или расплаве
электролитов ионы движутся хаотически.
При пропускании через р-р или расплав
эл. ток (+) заряж. ионы движутся к (-)
заряженному электроду (катоду), а (-)
заряжен. – к аноду. 3) Диссоциация –
процесс обратимый (одновременно
происходит распад мол-л на ионы и соед.
ионов в мол-лы).
Причины и мех-м диссоциац. электролитов
объясняются химич-й теорией раствора
Менделеева и природой химической связи.
Электролитами являются вещества с
ионной или ковалентной сильно полярной
связями. Растворители, в которых
происходит диссоциация, состоят из
полярных молекул (вода). Мех-м диссоциац.
электролитов с ионной связью: при
растворении в воде ионных соединений
(NaCl), дипольные молекулы
воды ориентируются вокруг ионов. При
этом (+) полюсы мол-лы воды притягиваются
к Cl–, а (–) полюсы
– к Na+. В результате
притяжение между ионами в кристаллической
решетке вещества ослабевает, она
разрушается и ионы переходят в раствор.
Эти ионы в растворе связаны с мол-ми
воды и являются гидратированными.
Диссоциируют полностью: КСl, LiNO3,
Ba(OH)2. Мех-м диссоц. электролитов,
кот. состоят из полярных молекул: происх.
взаимодействие дипольных мол-л (НCl)
с дипольными мол–ми воды. Изменяется
характер связи в мол. Н Cl:
сначала связь становится более полярной,
затем переходит в ионную связь. Так
диссоц-т: H2SO4, HNO3.
Сольваты – продукты переменного
состава, которые образуются при
химическом взаимодействии частиц
растворенного вещества с молекулами
растворителя. Если растворителем
является вода, то образующие сольваты
называются гидратами. Процесс образования
сольватов называется сольватацией.
Процесс образования гидратов –
гидратацией. Гидраты некоторых в-в
можно выделить в кристаллическом виде
при выпаривании растворов.
1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные.
2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные частицы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому положительно заряженные частицы называются катионами, а отрицательно заряженные – анионами.
3. Направленное движение происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами (катод заряжен отрицательно, а анод – положительно).
4. Ионизация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация).
Основываясь на теории электролитической диссоциации, можно дать следующие определения для основных классов соединений:
Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода. Например,
CH3COOH H+ + CH3COO-.
Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, HCl, HNO3 – одноосновные кислоты, H2SO4, H2CO3 – двухосновные, H3PO4, H3AsO4 – трехосновные.
Основаниями называют электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Например,
NH4OH NH4+ + OH-.
Растворимые в воде основания называются щелочами.
Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп. Например, KOH, NaOH – однокислотные основания, Ca(OH)2 – двухкислотное, Sn(OH)4 – четырехкислотное и т.д.
Солями называют электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также ион NH4+) и анионы кислотных остатков. Например,
Электролиты, при диссоциации которых одновременно, в зависимости от условий, могут образовываться и катионы водорода, и анионы – гидроксид-ионы называются амфотерными. Например,
H2O H+ + OH-,
Zn(OH)2 Zn2+ + 2OH-,
Zn(OH)2 2H+ + ZnO22- или
Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах
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 (H +).
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
Н3РО4 ↔ Н+ + Н2РО-4 (первая ступень) – дигидроортофосфат ион
Н2РО-4 ↔ Н+ + НРO2-4 (вторая ступень) – гидроортофосфат ион
НРО2-4 ↔ Н+ + PОЗ-4 (третья ступень) – ортофосфат ион
Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени – по третьей.
Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH -) .
Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH+4) и анионы кислотных остатков.
Например, диссоциация средних солей:
Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато:
Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения реакций.
Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах.
Он
состоит из угольных стержней (электродов),
присоединенных проводами к электрической
сети. В цепь включена электрическая лампочка,
которая
В
первой половине 19 в. М. Фарадей ввел
понятие об электролитах и неэлектролитах.
Электролиты
–
вещества, водные растворы или расплавы
которых проводят электрических ток. К
электролитам относятся соли, кислоты,
основания. В молекулах этих веществ
имеются ионные или ковалентные сильно
полярные химические связи
Неэлектролиты
– вещества, водные растворы или расплавы
которых не проводят электрический ток.
К неэлектролитам относятся вещества,
в молекулах которых имеются ковалентные
неполярные или малополярные связи.
Например, кислород, водород, многие
органические вещества – глюкоза,
сахароза, бензол, эфиры и др.
Для
объяснения электропроводности растворов
и расплавов электролитов шведским
ученым С. Аррениусом была предложена
теория электролитической диссоциации
(1887 г.).
В
дальнейшем она была развита многими
учеными, представления о диссоциации
электролитов получили развитие в работах
русских химиков И. А. Каблукова и В. А.
Кистяковского. Они применили к объяснению
процесса электролитической диссоциации
химическую теорию растворов Д. И.
Менделеева.
Основные
положения теории электролитической
диссоциации:
1.
Молекулы электролитов при растворении
в воде или расплавлении распадаются на
ионы.
Процесс
распада молекул электролитов на ионы
в растворе или расплаве называется
электролитической
диссоциацией (или ионизацией)
Ионы
–
это атомы или группы атомов, имеющие
положительный или отрицательный заряд
(Na+
,
S2-,
NO3-
и др.)
2.
В растворе или расплаве электролитов
ионы движутся хаотически.
При
пропускании через раствор или расплав
электрического тока положительно
заряженные ионы движутся к отрицательно
заряженному электроду (катоду), а
отрицательно заряженные ионы движутся
к положительно заряженному электроду
(аноду).
Положительно
заряженные ионы – катионы,
отрицательно заряженные ионы – анионы.
К
катионам относятся ион водорода Н+,
ион аммония NH4+,
ионы металлов – Na+,
Cu2+
, Al3+
и др.
К
анионам относятся гидроксид – ион ОН-
, ионы кислотных остатков – Cl-
SO42-
, PO43-
и др.
3.
Диссоциация – процесс обратимый. Это
значит, что одновременно идут два
противоположных процесса: распад молекул
на ионы (диссоциация, ионизация) и
соединение ионов в молекулы (ассоциация,
моляризация).
Диссоциацию
молекул электролитов выражают уравнениями,
в которых вместо знака равенства ставят
знак обратимости (↔).
Mg(NO3)2
↔ Mg2+
+ 2NO3-
Каждая
молекула нитрата магния диссоциирует
на ион магния и два нитрат – иона.
Следовательно, в результате диссоциации
одной молекулы Mg(NO3)2
образуется три иона.
Общая
сумма зарядов катионов и зарядов анионов
равна нулю, т.к. молекула электролита
нейтральна.
4.
Ионы и атомы одних и тех же элементов
отличаются друг от друга по строению и
свойствам.
5.
Ионы
вступают во взаимодействие друг с другом
– реакции ионного обмена.
Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.
Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году.
Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.
Основные положения ТЭД (Теории электролитической диссоциации):
1. Молекулы распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (простые и сложные).
2. Под действием электрического тока катионы (положительно заряженные ионы движутся к катоду(-), а анионы (отрицательно заряженные ионы) к аноду(+)
3. Степень диссоциации зависит от природы вещества и растворителя, концентрации, температуры.
Количественной характеристикой силы электролитов является степень диссоциации (α) – отношение молярной концентрации продиссоциировавшего электролита к его общей молярной концентрации в растворе.
Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах. Интервал значений – от 0 до 100%.
α = 0% относится к неэлектролитам (диссоциация отсутствует)
0% <α < 100% относится к слабым электролитам (диссоциация неполная) α = 100% относится к сильным электролитам (полная диссоциация)
Так же стоит помнить про количество ступеней диссоциации, например: Диссоциация раствора H2SO4
У каждой ступени диссоциации своя степень диссоциации. Например, диссоциация солей CuCl2, HgCl2:
CuCl2⇄Cu2++2Cl- диссоциация протекает полностью
У многоосновных кислот и многокислотных оснований диссоциация идёт в несколько ступеней (в зависимости от основности).
Перечислим сильные и слабые кислоты и приступим к уравнениям ионного обмена: Сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO3, HBrO3, HIO3, HClO4, H2SO4, H2SeO4,HNO3, HMnO4, H2Cr2O7)
Слабые кислоты (HF, H2S, H2Se, HClO, HBrO, H2SeO3, HNO2,H3PO4, H4SiO4, HCN, H2CO3, CH3COOH)
Химические реакции в растворах и расплавах электролитов протекают с участием ионов. В таких реакциях степени окисления элементов не изменяются, и сами реакции называются реакциями ионного обмена.
Реакции ионного обмена будут протекать до конца (необратимо), если образуются малорастворимые или практически нерастворимые вещества (они выпадают в осадок), летучие вещества (выделяются в виде газов) или слабые электролиты (например, вода).
Реакции ионного обмена принято писать в три стадии: 1. Молекулярное уравнение
2. Полное ионное уравнение
3. Сокращенное ионное уравнение
При написании обязательно указывать осадки и газы, а так же руководствоваться таблицей растворимости.
Реакции, где все реагенты и продукты получились растворимые в воде, не протекают.
Несколько примеров: (выделить, Ctrl + левая кнопка мыши)
Сокращённое ионное уравнение получается с помощью вычёркивания одинаковых ионов из обеих частей полного ионного уравнения.
Если реакция ионного обмена идёт между двумя солями с образованием осадка, то следует брать два хорошо растворимых реагента. То есть, реакция ионного обмена пойдёт если растворимость реагентов будет выше, чем у одного из продуктов.
Иногда при написании реакций ионного обмена пропускают полное ионное уравнение и сразу пишут сокращенное.
Электролиты
– вещества, водные растворы и расплавы
которых проводят электрический ток.
Эти вещества имеют ионную и ковалентную
сильнополярную связи. Электролитами
являются кислоты, основания, соли.
Поведение электролитов в растворе
объясняет теория электролитической
диссоциации, сформулированная Сванте
Аррениусом
в 1887 году:
Вещества, растворы
которых являются электролитами, при
растворении распадаются на частицы
(ионы), несущие положительные и
отрицательные заряды.
Процесс распада
электролита на ионы называется
электролитической
диссоциацией.
Под действием электрического напряжения
положительно заряженные ионы двигаются
к катоду, а отрицательно заряженные –
к аноду.
Ионы, заряженные
положительно, называются катионами,
а отрица-тельно заряженные ионы –
анионами.
Катионами являются положительно
заряженные ионы металлов, ион водорода,
NH4+,
анионы –кислотные остатки и гидроксид-ион.
Величина заряда иона совпадает с
валентностью атома или кислотного
остатка, а количество положительных
зарядов равно количеству отрицательных.
Поэтому раствор в целом электронейтрален.
Процесс электролитической диссоциации
изображается следующим образом:
Теория Аррениуса
объяснила многие явления, связанные со
свойствами растворов электролитов, но
не ответила на вопрос: почему одни
вещества являются электролитами, а
другие – нет, а также какую роль в
образовании ионов играет растворитель.
Теорию процесса
диссоциации разработал И. А. Каблуков
(1891).
Представим себе,
что ионный кристалл, например NaCl, внесен
в воду. Каждый ион, находящийся на
поверхности кристалла, образует вокруг
себя электрическое поле. Вблизи от Na+
создается поле положительного знака,
вблизи Cl–
дается электростатическое поле
отрицательного знака. Влияние этих
полей распространяется на некоторое
расстояние от кристалла. В растворе
кристалл со всех сторон окружают
беспорядочно движущиеся молекулы воды.
Попадая в поле действия электрических
заряженных ионов, они изменяют свое
движение: в непосредственной близости
от кристалла они ориентируются таким
образом, что к отрицательно заряженному
иону Cl–
диполи воды оказываются направленными
положительно заряженным полюсом, а к
положительно заряженному иону Na+–
отрицательно заряженным полюсом (рис.
1). Такое явление называется ориентацией
полярных молекул в электростатическом
поле. Между ионами и диполями воды
действуют кулоновские силы притяжения.
В результате ион-дипольного взаимодействия
выделяется энергия, которая способствует
разрыву ионных связей в кристалле и
переведению иона из кристалла в раствор.
Отделенные друг от друга ионы тотчас
же после разрыва связи между ними
вплотную окружаются полярными молекулами
воды и становятся полностью гидратированными.
Явление взаимодействия ионов с молекулами
воды, в результате чего происходит
образование гидратной оболочки,
называется гидратацией
ионов.
Рис. 1. Диссоциация ионных соединений
Гидратированные
ионы, имеющие противоположные заряды,
могут взаимодействовать друг с другом.
Но так как ионы движутся в растворе
вместе с гидратными оболочками, то сила
их взаимодействия значительно уменьшена,
и они способны к самостоятельному
существованию.
При растворении
полярных соединений происходит ориентация
диполей воды вокруг растворенных
молекул, вызывая еще большую поляризацию
их. Полярная ковалентная связь между
атомами переходит в ионную. Общая
электронная пара сдвигается к одному
из атомов (рис. 2).
Рис. 2. Диссоциация молекул с полярной
ковалентной связью
Например, в HCl
электронная пара сдвигается к атому
хлора, который превращается в
гидратированный ион хлора, и протон с
молекулой воды образует сложную
положительно заряженную частицу H3O+
– ион гидроксония.
HCl + xH2O
↔ H3O+
+ Cl–∙yH2O
Таким образом,
электролитами могут быть соединения
только с ионной или полярной ковалентной
связью. Электролиты могут диссоциировать
только в полярных растворителях.
Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Истинная и кажущаяся степень диссоциации. Коэффициент активности. Константа диссоциации.
Количественно процесс ЭД может быть
охарактеризован степенью ионизации
или диссоциации (α) и константа ионизации
или диссоциации (Ки). α – отношение
числа распавшихся на ионы молекул к
общему числу растворённых молекул.
α=Nи/N.
Применив закон действия масс к процессу
распада слабого электролита на ионы
получим: HCN↔H+
+CN-
Чем больше Ки, тем более ионизировано
соединение. Пусть общая мол. Концентрация
равна с моль/л, то о общем распад сα
(HCN) на ионы:
Ки = сα2/1-α
Если α<<1, то Ки = сα2 (Закон
разбавления Освальда):
Константа ионизации верна для слабых
электролитов, растворы которых содержат
незначительное число ионов, у сильных
электролитов в следствии большого
числа ионов друг с другом, следовательно
свойства электролитов оказываются
такими, как будто концентрация его
ионов иная, чем на самом деле. Каждый
ион окружён «ионной атмосферой»
состоящей из ионов противоположного
заряда, что снижает подвижность ионов,
а значит и их электропроводимость
электролитов. Существует α-истинная и
α-кажущаяся. Введено понятие активной
концентрации (эффективной), т.е.
проявляющая себя в действии.
a = f c,
f – коэффициент активности
в предельно разбавленных растворах,
где практически отсутствуют межионные
взаимодействия равен 1.
Ка = a(H+)
.a(NO3)/a(HNO3)
а = сαкажущаяся.
18. Кислоты, основания и соли с точки
зрения теории электролитической
диссоциации. Амфотерные электролиты.
Протонная теория кислот и оснований
Бренстеда и Лоури. Понятие о кислотах
и основаниях Льюиса.
Кислоты, основания и соли с точки зрения
ТЭД.
Процесс распада молекул электролитов
на ионы в растворе или расплаве называется
электролитической диссоциацией, или
ионизацией.
Кислоты – это электролиты, которые при
диссоциации образуют только один вид
катионов – катионы водорода Н+: HNO3
↔ H+ + NO3-
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют
ступенчато:1. Н2SO3 ↔ H+ + HSO4-
2. H SO4- ↔
H+ + SO4-
Основания – это электролиты,
которые при диссоциации образуют только
один вид анионов – гидроксид-ионы ОН-:
КОН↔ К+ + ОН-.
Слабые многоосновные основания
диссоциирют ступенчато. Число ступеней
определяется кислотностью слабого
основания Ме(ОН)у, у – кислотность
основания.
1. Fe(OH)2 ↔ FeOH+ + OH-
2. FeOH+↔ Fe2+ + OH-
Амфотерные гидроксиды могут реагировать
и с кислотами, и с основаниями. Теория
электролитической диссоциации объясняет
двойственные свойства амфотерных
гидроксидов. Амфотерные гидроксиды –
это слабые электолиты, которые при
диссоциации образуют одновременно
катионы водорода Н+ и гидроксид-анионы
ОН-, т.е. диссоциируют по типу кислоты
и по типу основания. К ним относятся
Ве(ОН)2, Zn(ОН)2, Sn(ОН)2,
AI(ОН)3, Cr(ОН)3
и др.
В амфотерных гидроксидах диссоциация
по типу кислот и по типу оснований
происходит потому, что прочность
химических связей между атомами металла
и кислорода (Ме-О) и между атомами
кислорода и водорода (О-Р) почти
одинаковая. Поэтому в водном растворе
эти связи разрываются одновременно и
образуются катионы и анионы:
2Н+ + ZnО2-2 ↔
Н2ZnO2 = Zn(ОН)2↔
Zn2+ + 2ОН-
по типу по типу
Нормальные соли – сильные электролиты,
образующие при диссоциации катионы
металла и анионы кислотного остатка:
К2СО3 ↔ 2К+ + СО2-3
Кислые соли – сильные электролиты,
диссоциирующие на катион металла и
сложный анион, в состав которого входят
атомы водорода и кислотный остаток.
NaHCO3 ↔ Na+ +
НСО-3 (α=1)
Сложный анион НСО-3 частично
диссоциирует по уравнению: НСО-3↔
Н+ + СО2-3 (α<1)
Основные соли – электролиты, которые
при диссоциации образуют анионы
кислотного остатка и сложные катионы,
состоящие из атомов металла и гидроксогрупп
ОН-.
Fe(ОН)2СI↔
Fe(ОН)-2 + CI-
(α=1)
Fe(ОН)-2↔ FeОН2+
+ OH- (α<1)
FeОН2+ ↔ Fe3+
+ OH- (α<1)
Двойные соли: КAI(SO4)2
↔ K+ + AI3+
+ SO42-
Кислотный, основный и амфотерный тип
ионизации гидроксидов.
Тип ионизации определяется полярностью
и поляризуемостью хим.связей.
Кислотно-основные свойства гидроксидов
определяются природой центрального
атома, т.е. его металлическими или
неметаллическими свойствами, гидроксид
будет вести себя как основание, если
преобладают мет. Св-ва центрального
атома; гидроксид будет вести себя как
кислота, если преобладапют немеет.св-ва
центр.атома. Сила кислородсоденржащи
кислот зависит от строения молекул.
(НО)nЭОm.
Как установлено экспериментально сила
кислот практически не зависит от n,
но возрастает с увеличением m.
Это можно объяснить оттягиванием
электронной плотности связи Н-О на
связь Э=О.
(НО)nЭ – очень слабая
кислота
(НО)nЭО – слабая кислота
(НО)nЭО2 – сильная кислота
(НО)nЭО3 – очень сильная
кислота
С увеличением степени окисления
центр.атома увелич-ся m,
а значит и возрастает сила кислот.
НCIO HCIO2
HCIO3 HCIO4
Сила к-ты ———————————————
Определение кислот и оснований с точки
зрения ТЭД ограничено только водными
растворами и только гидроксидсодержащими
основаниями. Но ряд оснований (NH3)
не подходят под определение оснований
с точки зрения ТЭД.
Согласно теории Б-Л, кислоты – это
вещества, отщепляющие в данной реакции
протоны, т.е. являющиеся донорами
протонов. Основания – это вещества,
способные принимать протоны, т.е.
являющиеся акцепторами протонов.
Реакцию между кислотой и основанием,
согласно теории, можно записать в виде
протолитического равновесия.
Н-А + :В ↔ А- + НВ+
Н F + Н2О ↔ F-
+ Н3О+
к-та осн-е сопряженное сопряженная
к-та осн-е сопряженное
сопряженная
осн-е к-та осн-е
к-та
С2Н5ОН + :NH3↔ С2Н5О- +
NH4+
к-та осн-е сопряженное
сопряженная
осн-е к-та
Еще более общее определение кислот и
оснований было дано Льюисом, основанное
на участии электронных пар.
Кислота Льюиса – это катионы, анионы
или нейтральные молекулы, способные
принять одну или несколько электронных
пар.
Основание Льюиса – это катионы, анионы
или нейтральные молекулы, способные
отдавать электронные пары, или это
доноры электронных пар.
AIF3 + :NH3
= AIF3-NH3 Н+
+ :ОН- = Н2О
к-та осн-е к-та осн-е