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.
Основные положения теории:
1 Соли, кислоты и основания при растворении в воде и некоторых других полярных растворителях диссоциируют на ионы.
2 Ионы существуют в растворе независимо от того, проходит через раствор электрический ток или нет. Вследствие этого число независимо движущихся частиц растворенного вещества больше, чем при отсутствии диссоциации, и коллигативные свойства электролитов возрастают в i раз.
3 Процесс диссоциации описывается законом действующих масс (протекает обратимо). При уменьшении концентрации диссоциация становится практически полной
В частном случае при ν+=ν–=1
– математическая запись закона разведения Оствальда
Здесь ν = ν++ ν– – общее число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы,
m+, m– – моляльные концентрации ионов,
m(Kν+Aν–) – моляльная концентрация недиссоциированных молекул,
m0 – моляльная концентрация раствора при расчете на полностью недиссоциированное вещество,
α – степень диссоциации – доля диссоциированных молекул,
КДИC – практическая константа диссоциации.
4 Коэффициент Вант-Гоффа i – изотонический коэффициент – связан со степенью электролитической диссоциации. i – среднее суммарное число частиц (ионов и молекул), образующихся при диссоциации одной молекулы
i = ν + α + ν- α + (1–α) = 1 + (ν++ ν–−1)α = 1 + (ν – 1)α i = 1+(ν–1)α.
По мере увеличения разведения (уменьшения концетрации) коэффициент Вант-Гоффа приближается к простому целому числу (2,3,4 – в зависимости от числа ионов, образующихся при диссоциации молекул вещества):
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. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.
Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс.
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.
Теория Электролитической диссоциации:
1. При растворении в воде электролиты распадаются на положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы). ионы в растворе взаимодействуют с молекулами воды (гидратация). Процесс диссоциации является обратимым.
2. Под действием постоянного электрического тока катионы движутся по катоду, анионы – к аноду.
3. Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, концентрации электролита и температуры.
Степень диссоциации (а) – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (N’) к общему числу растворенных молекул (N): а = N’/ N;
Сильный электролит – вещество, степень диссоциации которого больше 30%. к сильным электролитам относят все соли, сильные кислоты, сильные основания.
Слабый электролит – вещество, степень диссоциации которого меньше 3%. к слабым электролитам относят слабые кислоты, слабые основания.
Степень диссоциации зависит от концентрации вещества в растворе, поэтому некоторые слабые электролиты при разбавлении могут стать сильными.
Константа диссоциации – константа равновесия электролитической диссоциации. она равна отношению произведений концентраций ионов, образующихся при диссоциации, к концентрации исходных частиц.
Теория Аррениуса включала следующие
основные положения:
Ионы представляют собой заряженные
частицы, которые состоят из отдельных
атомов, или из группы атомов, или из
группы атомов. Предполагалось, что ионы
в растворе ведут себя подобно молекулам
идеального газа, т.е. не взаимодействую
друг с другом.
Физические причины, которые приводят
к диссоциации, в теории Аррениуса не
рассматривались. Не обсуждался также
вопрос о том, почему заряженные частицы,
на которые должны были бы распространяться
законы электростатики, не взаимодействуют
друг с другом в растворе.
где, n – число ионов, на которое распадается
одна молекула электролита.
Все качественные изменения, наблюдающиеся
в растворах электролитов при увеличении
или уменьшении концентрации, теория
электролитической диссоциации связывает
с изменением степени диссоциации.
Степень электролитической диссоциации
рассматривается этой теорией как одна
из основных количественных характеристик
раствора электролита.
Ее связь со степенью диссоциации можно
рассмотреть на примере бинарного
электролита МА, диссоциирующего по
уравнению:
и поскольку СМА= С – Сα’ =
С(1-α),
,
то константа электролитической
диссоциации К по теории Аррениуса должна
быть заменена следующим выражением:
Данное уравнение было выведено В.
Оствальдом и выражало сущность его
закона разведения, поскольку обратная
величина молярной концентрации υ = 1/С
называется разведением.
Константа Кддля данного электролита
по теории Аррениуса является постоянной
и в отличие от степени диссоциации не
должна зависеть от концентрации и
определяется в первую очередь природой
электролита. Поэтому, используя уравнение
(1.2) можно рассчитать степень диссоциации
электролита в зависимости от концентрации
электролита.
С другой стороны, при малых константах
диссоциации и при не очень низких
концентрациях электролита, когда К2<< 4КС
Соотношения (1.2) и (1.4) применимы только
для бинарных электролитов.
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.
Описание и изучение
современных теорий без знания предыдущих
классических считаю бесполезным, поэтому
начну с того, что было раньше и почему
это не устраивает современную науку.
Развитие теоретических
представлений о строении растворов
началось с теории электролитической
диссоциации Аррениуса. Эта теория,
сформулированная в 1887 г., включает
следующие основные положения.
1. При растворении молекулы
неорганических и органических кислот,
оснований и солей спонтанно диссоциируют
на ионы, например:
НCl ↔ Н+
+ Cl–;
NaOH ↔ Na+
+ ОН–;
NaCl ↔ Na+
+ Cl–;
СF3СООН
↔ CF3COO–
+ Н+;
K2SО4
↔ 2K+
+ SO42−.
Ионы представляют собой
заряженные частицы, которые состоят
или из отдельных атомов, или из группы
атомов. Предполагалось, что ионы в
растворе ведут себя подобно молекулам
идеального газа, т. е. не взаимодействуют
друг с другом. Физические причины,
которые приводят к диссоциации
электролитов, в теории Аррениуса не
рассматривались. Не обсуждался также
и вопрос о том, почему заряженные частицы,
на которые должны были бы распространяться
законы электростатики, не взаимодействуют
друг с другом в растворах.
2. Диссоциация молекул на
ионы является неполной, т. е. не все
молекулы электролита, а лишь некоторая
их доля α, названная степенью диссоциации,
распадается на ионы; доля молекул, равная
(1–α), остается недиссоциированной.
Таким образом, если при диссоциации
одной молекулы электролита образуется
ν ионов, то концентрация ионов в растворе
оказывается равной ναс, а концентрация
недиссоциированных молекул — (1 –
α)с. Следовательно, общая молярная
концентрация частиц в растворе
3. К процессу электролитической
диссоциации применим закон действующих
масс. Так, если в результате диссоциации
молекулы электролита МА получается
один катион М+
и один анион A– (МА↔M+
+ А–),
то концентрации молекул и ионов равны
соответственно:
и
для константы электролитической
диссоциации K по теории Аррениуса
получаем следующее выражение:
Поскольку обратная величина
молярной концентрации V = 1/c называется
разведением, то уравнение (1.1.2) или
аналогичное уравнение с заменой c=1/V
называется законом разведения Оствальда.
Соотношения (1.1.2) – (1.1.4)
применимы только для растворов
симметричных бинарных электролитов
(т. е. если одна молекула электролита
дает один катион и один анион). Если же
электролит имеет несимметричный
валентный тип или имеется смесь
электролитов, то математические
соотношения, описывающие закон действующих
масс согласно теории Аррениуса, и
вытекающие из них следствия усложняются.
Теория Аррениуса позволила
трактовать любые явления, связанные с
ионными равновесиями, и легла, таким
образом, в основу качественного и
количественного анализа
Соседние файлы в предмете Неорганическая химия
Теория электролитической диссоциации
Всего получено оценок: 631.
В 1887 году шведским химиком Аррениусом была сформулирована теория электролитической диссоциации. Теория объясняет, почему водные растворы солей, кислот, щелочей проводят электрический ток.
Электролитическая диссоциация
Аррениус, исследуя растворы, заметил, что некоторые из них проводят электрический ток. Чтобы разобраться, как именно это происходит, следует вспомнить определение электрического тока. Это упорядоченное движение заряженных частиц. Следовательно, в растворе должны присутствовать эти частицы.
Заряженными частицами, которые переносят электрический ток, являются ионы. Они делятся на положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы.
Рис. 1. Катионы и анионы в воде.
Ионы образуются в результате распада (расщепления) молекул веществ. Это может произойти в растворе под действием молекул воды или при высокой температуре в расплаве. Распад молекул на ионы называется электролитической диссоциацией.
Электролиты и неэлектролиты
Не все вещества распадаются на ионы под воздействием воды. Поэтому выделяют две группы веществ:
К электролитам относятся сложные неорганические вещества:
Неэлектролиты – большинство органических веществ. К ним относятся:
Сущностью электролитической диссоциации является распад ковалентных полярных или ионных связей. Молекулы воды оттягивают полярные молекулы, увеличивая полярность, и разрывают их на ионы. В расплавах при высокой температуре ионы в кристаллической решётке начинают совершать колебания, которые приводят к разрушению кристалла. Ковалентные неполярные связи, присутствующие в простых веществах, достаточно прочны и не разрываются молекулами воды или при нагревании.
Рис. 2. Молекулы воды образуют ионы натрия и хлора.
Виды электролитов
Электролитическая диссоциация характеризуется степенью диссоциации. Это величина, отражающая отношение числа распавшихся молекул к общему количеству молекул вещества. Степень диссоциация показывает долю молекул вещества, распавшихся на ионы. Выражается формулой
α = n/N,
где n – количество распавшихся молекул, N – общее количество молекул.
По степени диссоциации выделяют две группы электролитов:
Рис. 3. Сильные и слабые электролиты.
Ненасыщенный раствор содержит небольшую концентрацию растворённого вещества. Это значит, в раствор можно добавить ещё некоторое количество вещества.
Положения теории
Исследовав электролиты, Аррениус сформулировал основные положения теории электролитической диссоциации:
Что мы узнали?
Из урока химии 9 класса узнали об электролитической диссоциации. В растворах под действием молекул воды или в расплавах под действием температуры молекулы веществ распадаются на ионы. Образовавшиеся заряженные частицы – анионы и катионы – способны переносить электрический ток. Таким образом, растворённое вещество проводит электричество и является электролитом. Теорию электролитической диссоциации сформулировал химик Аррениус.
Тест по теме
Чтобы попасть сюда – пройдите тест.
Оценка доклада
А какая ваша оценка?
1. теория Аррениуса.
– Соли, кислоты и основания при растворении в воде и некоторых других полярных растворителях диссоциируют на ионы.
– Ионы существуют в растворе независимо от того, проходит через раствор электрический ток или нет. Вследствие этого число независимо движущихся частиц растворенного вещества больше, чем при отсутствии диссоциации, и коллигативные свойства электролитов возрастают в i раз.
– Процесс диссоциации описывается законом действующих масс (протекает обратимо)
Аррениус предполагал, что взаимодействие ионов в растворе не влияет на их распределение и движение, которые остаются хаотическими, как и в смесях идеальных газов.
Аррениус утверждал, что свойства отдельных ионов не зависят от концентрации, а некоторые свойства раствора в целом, например, электропроводность, пропорциональны числу ионов. Согласно этим представлениям подвижность ионов не должна зависеть от концентрации раствора, а электропроводность сильного электролита должна возрастать с увеличением концентрации раствора. Это противоречит экспериментальным данным.
Вывод: Классическая теория Аррениуса применима к слабым электролитам (α ≤ 0,05).
2. теория Бренстеда-Лоури
Теория электролитической диссоциации Аррениуса пригодна лишь для водных растворов, однако при переходе к неводным растворителям она оказалась несостоятельной. Например, NH4Cl, ведущий себя как соль в водном растворе, при растворении в жидком аммиаке проявляет свойства кислоты, растворяя металлы с выделением водорода:
2NH4Cl + Ca
2NH3 + CaCl2 + H2
Если по теории С. Аррениуса кислоты диссоциируют с образованием ионов водорода Н+, а основания- с образованием гидроксид-ионов ОН−, то согласно протолитической теории Бренстеда-Лоури: кислоты – это вещества, которые отщепляют протон Н+, а основания – присоединяют протон Н+.
Кислота – ион аммония, аммиак – сопряженное основание, если реакция будет протекать в обратном направлении, то аммиак будет основанием, а ион аммония – сопряженной кислотой.
Соляная кислота и вода – кислоты, гидроксид- и хлорид-ионы – основания.
Гидросульфат-ион и ион гидроксония – кислоты, вода и сульфат-ион – основания.
Обращаю ваше внимание на то, что в реации с соляной килотой вода была основанием, а в реакции с гидросульфат-ионом – кислотой. Вещества, способные проявлять как свойства кислот, так и оснований получили название – амфолиты.
– проявляет свойства основания
3. теория Льюиса – электронная теория, согласно которой кислотой называют частицу, способную присоединять электронную пару (акцептор электронов); Основанием называют частицу, способную отдавать электронную пару (донор электронов). Согласно представлениям Льюиса, кислота и основание взаимодействуют друг с другом с образованием донорно-акцепторной связи.
Ион серебра – кислота, аммиак – основание.
Реакция между нейтральными молекулами:
(СН3)3N: + ВF3 ⇔ (CH3)3N:ВF3
Триметилазот – основание, фторид бора – кислота.
Реакция нейтрализации в теории Льюиса рассматривается как присоединение электронной пары гидроксид-иона к иону водорода, предоставляющему для размещения этой пары свободную орбиталь: Н+ +: ОН− = Н:ОН.
Таким образом, ион водорода – кислота, гидрокид-ион – основание.
К основаниям Льюиса относят галогенид-ионы, аммиак, амины, кислородсодержащие органические соединения типа R2CO. К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова.
Гидролиз – процесс обменного взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию малодиссоциированных веществ и сопровождающийся изменением реакции (pH) среды. Реакция братная нейтрализации.
Суть гидролиза солей заключается в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов с образованием малодиссоциированного или труднорастворимого вещества. В большинстве случаев гидролиз является обратимым процессом. При повышении температуры и разбавлении гидролиз усиливается.
а) Соль образована слабой кислотой и сильным основанием (K2S).
При растворении в воде K2S диссоциирует
2K+ + S2-.
Ступенчатые реакции, выражения для констант по ступеням.
б) Cоль образована слабым основанием и сильной кислотой (CuCl2).
При растворении в воде CuCl2 диссоциирует
Cu2+ + 2Cl–
Таким образом, гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (в данном случае CuCl2) протекает по катиону соли. Избыток ионов H+ в растворе обусловливает кислую реакцию среды в растворе (рН<7).
в) Соль образована слабой кислотой и слабым основанием (CH3COONH4).
CH3COO– + NH4+ + H2O
CH3COOH + NH4OH.
В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, и pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания. Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора, то гидролиз протекает до конца. Например
Al2S3 + 6 H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S.
Возможны и другие случаи необратимого гидролиза, их нетрудно предсказать, ведь для необратимости процесса небходимо, чтобы хотя бы один из продуктов гидролиза уходил из сферы реакции.
г) Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (NaCl, K2SO4, RbBr и др.) гидролизу не подвергаются, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H2O (рН=7). Растворы этих солей имеют нейтральную среду. Например
NaCl + H2O
Na+ + Cl– + H2O
H+ + OH–.
Реакции обратимого гидролиза полностью подчиняются Ле-Шателье. Поэтому гидролиз соли можно усилить (и даже сделать необратимым) следующими способами:
1) добавить воды;
2) нагреть раствор, при этом усиливается эндотермическая диссоциация воды, а значит, увеличивается количество ионов Н+ и ОН–, которые необходимы для осуществления гидролиза соли;
3) связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например, гидролиз цианида аммония NH4CN будет значительно усиливаться за счет разложения гидрата аммиака с образованием аммиака NH3 и воды:
NH4+ + CN– + H2O
NH3 + H2O +HCN.
Гидролиз можно подавить, действуя следующим образом:
1) увеличить концентрацию растворенного вещества;
2) охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентрированными и при низких температурах);
3) ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислая, или подщелачивать, если щелочная.
Взаимное усиление гидролиза Допустим, что в разных сосудах установились равновесия
CO32– + H2O
Al3+ + H2O
AlOH2+ + H+
Обе соли гидролизованы незначительно, но если растворы смешать, то происходит связывание ионов H+ и OH–. В соответствии с принципом Ле-Шателье оба равновесия смещаются вправо, гидролиз усиливается и протекает полностью
2 AlCl3 + 3 Na2CO3 + 3 H2O = 2 Al(OH)3↓ + 3 CO2 + 6 NaCl.
Это называется взаимным усилением гидролиза. Таким образом, если смешивать растворы солей, из которых одна гидролизуется по катиону, а другая – по аниону, гидролиз усиливается и протекает полностью.
3 Ионное равновесие в растворах электролитов
Теория Аррениуса позволила объяснить
многие химические особенности растворов
электролитов.
На ее основе было дано первое научное
определение понятием «кислота» и
«основание» согласно которым кислота
(НА) это водородосодержащее соединение
при диссоциации которого образуются
ионы водорода, а основание – соединение,
(МОН), при диссоциации которого образуются
ионы гидроксила
Н+ +
А –
Это дало возможность рассматривать
реакцию нейтрализации, как процесс
взаимодействия ионов водорода кислоты
и гидроксид иона основания с образованием
воды, а в разбавленных растворах сильных
кислот и сильных оснований, для которых
была установлена их полная диссоциация,
характеризоваться постоянным тепловым
эффектом независимо от природы кислот
и оснований.
Для процессов диссоциации кислоты НА
и основания МОН закон Освальда можно
записать в виде (1.2), где Кдобозначает
так называемую концентрационную
константу кислоты (КА) или основания
(КВ)
Их значение определяется равновесными
концентрациями. Так как константы обычно
имеют довольно большие численные
значения, то их удобно записывать в
логарифмической шкале:
рКА
= – lg KA
рКВ
= – lg KВ(1.7)
Понятие константы равновесия может
быть применимо непосредственно и к
растворителям, молекулы которых способны
распадаться на ионы. Например,
концентрационную константу равновесия
реакции диссоциации воды: H2О
Но так как очень незначительная часть
молекул воды распадается на ионы, можно
считать, что концентрация воды практически
постоянна, тогда получим:
Следовательно, при этой температуре
концентрации ионов водорода и
гидроксид-ионов в чистой воде, а также
в любом водном растворе электролита
имеющим нейтральную реакцию, равны 10-7моль/л. Концентрацию ионов водорода,
также принято выражать в логарифмической
шкале, обозначая логарифм концентрации
ионов водорода, взятый со знаком минус,
символом рН.
рН = – lg
Наличие, хоть и очень небольших,
концентраций ионов, образующихся при
диссоциации растворителя, привод к их
взаимодействию с ионами растворенных
в данном растворе веществ и возникновению
новых ионных равновесий. Это явление в
общем случае называется сольволиз,
а если растворитель – вода, тогидролиз.
Для соли слабой кислоты и сильного
основания реакция гидролиза протекает
по уравнению А- +H2О
=
const. Используя уравнения (1.5.) и (1.9) можно
записать
Уравнение (1.11) показывает, что константа
гидролиза тем больше, чем слабее кислота.
Подобное соотношение можно получить и
для гидролиза соли сильной кислоты и
слабого основания. Уравнение гидролиза
имеет вид
М+
+ H2О
МОН + ОН+
а константа гидролиза
от температуры с ростом последней
заметно возрастают константы гидролиза.
Из сказанного ясно, что в случае
растворения в воде соли сильной кислоты
и сильного основания нейтральная реакция
среды должна сохраняться.
Растворы, содержащие слабые кислоты и
соли, образованные этими кислотами и
сильными основаниями, или содержащие
слабые основания и соли, образованные
этими основаниями и сильными кислотами,
обладают замечательным свойством
противостоять изменению рН при добавлении
к ним кислот или оснований. Это свойство
называется буферным свойством
растворов, а растворы, обладающие им
–буферными растворами.
Рассмотрим водный раствор, содержащий
уксусную кислоту и ацетат натрия. Добавим
к этому раствору сильное основание,
например гидроксид натрия. Произойдет
реакция нейтрализации NaOH слабой кислотой.
СН3СООН
+ Na+
+ ОН–
= СН3СОО–
+ Na+
+Н2О
Благодаря чему кислотность раствора
практически останется неизменной или
изменится во много раз меньше, чем если
бы мы добавили NaОН к раствору ацетата
натрия.
Если же к буферному раствору добавить
сильную кислоту, например НСl, то
произойдет реакция взаимодействия с
ацетатом натрия
СН3СОО–
+ Na+
+ Н+
+ Сl–
= СН3СООН
+ Na+
+Сl–
с образованием недиссоциированных
молекул уксусной кислоты, т.е. с поглощением
ионов водорода.
Изменение концентрации ионов водорода
буферного раствора в результате добавки
кислого или щелочного реагента рассчитать
можно следующим образом.
Записывают константу равновесия уксусной
кислоты
В этом уравнении концентрация
недиссоциированных молекул очень слабо
диссоциирующей уксусной кислоты
практически равна аналитической
концентрации кислоты (Ск), а концентрация
ацетат-ионов равна аналитической
концентрации полностью диссоциирующего
ацетата натрия (Сс). Тогда
Соседние файлы в предмете Химия
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.