Самопроизвольный частичный или полный распад растворенных электролитов (см.) на ионы называется электролитической диссоциацией. Термин «ионы» введен английским физиком М. Фарадеем (1833). Теория электролитической диссоциации была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом (1887) для объяснения свойств водных растворов электролитов. В дальнейшем она развивалась многими учеными на основе учения о строении атома и химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:
1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют (распадаются) на ионы - положительно и отрицательно заряженные. («Ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворе ионы беспорядочно движутся в различных направлениях.)
2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные движутся к катоду, отрицательно заряженные- к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженных электродами.
3. Диссоциация - обратимый процесс. Это означает, что наступает такое состояние равновесия, при котором сколько молекул распадается на ионы (диссоциация), столько их вновь образуется из ионов (ассоциация).
Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости.
Например:
где КА - молекула электролита, - катион, А - анион.
Учение о химической связи помогает ответить на вопрос, почему электролиты диссоциируют на ионы. Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью, так как они уже состоят из ионов (см. Химическая связь). 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. Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу ковалентной полярной связи. Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной - всё зависит от степени полярности связей. В обоих случаях (при диссоциации соединений с ионной и полярной связью) образуются гидратированные ионы, т. е. ионы, химически связанные с молекулами воды (см. рис. на с. 295).
Основоположником такого взгляда на электролитическую диссоциацию был почетный академик И. А. Каблуков. В отличие от теории Аррениуса, не учитывавшей взаимодействия растворенного вещества с растворителем, И. А. Каблуков к объяснению электролитической диссоциации применил химическую теорию растворов Д. И. Менделеева. Он показал, что при растворении происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. И. А. Каблуков полагал, что в водном растворе содержатся только гидратированные ионы. В настоящее время это представление общепринято. Итак, гидратация ионов - основная причина диссоциации. В других, неводных растворах электролитов химическая связь между частицами (молекулами, ионами) растворенного вещества и частицами растворителя называется сольватацией.
Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды. Гидрат постоянного состава образует ионы водорода , удерживающие одну молекулу это гидратированный протон . В научной литературе его принято изображать формулой и называть ионом гидроксония.
Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой а). Степень диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, п к общему числу растворенных молекул :
Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если а то диссоциация отсутствует, а если или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. С разбавлением раствора она увеличивается, а при добавлении одноименных ионов (одинаковых с ионами электролита) - уменьшается.
Однако для характеристики способности электролита диссоциировать на ионы степень диссоциации не очень удобная величина, так как она, зависит от концентрации электролита. Более общей характеристикой является константа диссоциации К. Ее легко вывести, применив закон действия масс к равновесию диссоциации электролита :
где КА - равновесная концентрация электролита, и - равновесные концентрации его ионов (см. Равновесие химическое). К от концентрации не зависит. Она зависит от природы электролита, растворителя и температуры.
Для слабых электролитов чем больше К (константа диссоциации), тем сильнее электролит, тем больше ионов в растворе.
Сильные электролиты констант диссоциации не имеют. Формально их можно вычислить, но они не будут постоянными при изменении концентрации.
Многоосновные кислоты диссоциируют по ступеням, а значит, такие кислоты будут иметь несколько констант диссоциации - для каждой ступени свою. Например:
Первая ступень:
Вторая ступень:
Третья ступень:
Всегда , т. е. многоосновная кислота при диссоциации по первой ступени ведет себя как более сильная кислота, чем по второй или третьей.
Ступенчатой диссоциации подвергаются и многокислотные основания. Например:
Кислые и основные соли также диссоциируют ступенчато. Например:
При этом по первой ступени соль полностью распадается на ионы, что обусловлено ионным характером связи между и ; и диссоциация по второй ступени незначительная, так как заряженные частицы (ионы) дальнейшей диссоциации подвергаются как очень слабые электролиты.
С точки зрения теории электролитической диссоциации даются определения и описываются свойства таких классов химических соединений, как кислоты, основания, соли.
Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода. Например:
Все общие характерные свойства кислот - кислый вкус, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с основаниями, основными оксидами, солями - обусловлены присутствием ионов водорода , точнее .
Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы:
Согласно теории электролитической диссоциации все общие щелочные свойства растворов - мылкость на ощупь, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с кислотами, ангидридами кислот, солями - обусловлены присутствием гидроксид-ионов .
Правда, имеются электролиты, при диссоциации которых одновременно образуются и ионы водорода, и гидроксид-ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, в незначительных количествах диссоциирует на ионы и :
Поскольку все реакции в водных растворах электролитов представляют собой взаимодействие ионов, уравнения этих реакций можно составлять в ионной форме.
Значение теории электролитической диссоциации состоит в том, что она объяснила многочисленные явления и процессы, протекающие в водных растворах электролитов. Однако она не объясняет процессов, протекающих в неводных растворах. Так, если хлорид аммония в водном растворе ведет себя как соль (диссоциирует на ионы и ), то в жидком аммиаке проявляет свойства кислоты - растворяет металлы с выделением водорода. Как основание ведет себя азотная кислота, растворенная в жидком фтороводороде или в безводной серной кислоте.
Все эти факторы противоречат теории электролитической диссоциации. Их объясняет протолити-ческая теория кислог и оснований.
Сам термин «диссоциация» означает распад молекул на несколько более простых частиц. В химии помимо электролитической диссоциации различают термическую диссоциацию. Это обратимая реакция, происходящая при повышении температуры. Например, термическая диссоциация водяного пара:
карбоната кальция:
молекул иода:
Равновесие термической диссоциации подчиняется закону действия масс.
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 | | |
Хорошо известно, что растворы могут приобретать некоторые качества, которые не наблюдаются ни у одного из компонентов, взятых в индивидуальном виде. Так, водный раствор NaCl хорошо проводит электрический ток, тогда как ни чистая вода, ни сухая соль электропроводностью не обладают. В этой связи все растворенные вещества принято делить на два типа:
1) вещества, растворы которых обладают электропроводностью, называют электролитами ;
2) вещества, растворы которых не обладают электропро-водностью, называют неэлектролитами .
К неэлектролитам относятся оксиды, газы, большинство органи-ческих соединений (углеводороды, спирты, альдегиды, кетоны и др.).
К электролитам относится большинство неорганических и некоторые органические кислоты, основания и соли.
Появление электропроводности у растворов электролитов объяснил С. Аррениус, который в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации:
Электролитической диссоциацией называется процесс распада электролита на ионы под действием молекул растворителя.
Главной причиной электролитической диссоциации является процесс сольватации (гидратации) ионов. Вследствие сольватации затрудняется обратный процесс рекомбинации ионов, называемый также ассоциацией или моляризацией .
В этой связи можно сформулировать некоторые положения:
1) диссоциации подвергаются вещества с ионным или близким к ионному типом химической связи;
2) процесс диссоциации сильнее протекает в полярном раство-рителе и слабее (если вообще возможен) в неполярном растворителе;
3) процесс диссоциации идет тем сильнее, чем выше диэлектри-ческая проницаемость растворителя.
В общем виде процесс электролитической диссоциации в воде можно представить следующим образом:
Kt n An m (x y )H 2 O ⇄ n m+ m n ,
где Kt m + – положительно заряженный ион (катион );
An n – отрицательно заряженный ион (анион ).
Величины x и y , отражающие количество молекул воды в гидрат-ных оболочках, варьируются в широких пределах в зависимости от природы и концентрации ионов, температуры, давления и т.д. В этой связи удобнее пользоваться упрощенными уравнениями электроли-тической диссоциации, т.е. без учета гидратации:
NaCl Na + Cl ;
CuSO 4 Cu 2+ SO 4 2 ;
K 3 PO 4 3K + PO 4 3 .
Тем не менее, следует иметь в виду, что при диссоциации кислот в водных растворах образуются не свободные ионы H + , а достаточно устойчивые ионы гидроксония H 3 O + , поэтому уравнение диссоциации кислоты (например, HCl) должно выглядеть так:
HCl H 2 O H 3 O + Cl .
Однако в химической литературе чаще встречается форма записи, отражающая только процесс распада электролита без учета эффекта гидратации. В дальнейшем мы также будем пользоваться упро-щенной терминологией.
Сильные и слабые электролиты
Количественной характеристикой процесса электролитической диссоциации является степень диссоциации.
Степенью диссоциации называется отношение количества электролита, распавшегося на ионы (n ), к общему количеству электролита (n 0 ):
|
|
Величина выражается в долях единицы или в % и зависит от природы электролита, растворителя, температуры, концентрации и состава раствора.
Особую роль играет растворитель: в ряде случаев при переходе от водных растворов к органическим растворителям степень диссоциации электролитов может резко возрасти или уменьшиться. В дальнейшем, при отсутствии специальных указаний, будем считать, что растворителем является вода.
По степени диссоциации электролиты условно разделяют на сильные ( > 30%), средние (3% < < 30%) и слабые ( < 3%).
К сильным электролитам относят:
1) некоторые неорганические кислоты (HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 и ряд других);
2) гидроксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов;
3) почти все растворимые соли.
К электролитам средней силы относят Mg(OH) 2 , H 3 PO 4 , HCOOH, H 2 SO 3 , HF и некоторые другие.
Слабыми электролитами считают все карбоновые кислоты (кроме HCOOH) и гидратированные формы алифатических и ароматических аминов. Слабыми электролитами являются также многие неоргани-ческие кислоты (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 и др.) и основания (NH 3 ∙H 2 O).
Несмотря на некоторые совпадения, в целом не следует отождествлять растворимость вещества с его степенью диссоциации. Так, уксусная кислота и этиловый спирт неограниченно растворимы в воде, но в то же время первое вещество является слабым электро-литом, а второе неэлектролит.
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 -
Правила составления уравнений электролитической диссоциации веществ
Процесс разрушения или распада электролита на ионы называется электролитической диссоциацией. Составные части распавшихся молекул или кристаллов представляют собой частицы, имеющие заряд. Их называют ионы.
Ионы бывают отрицательные и положительные. Положительные ионы называются катионами, отрицательные — анионами.
Растворы веществ, молекулы или кристаллы которых
способны распадаться на ИОНЫ (диссоциировать), могут проводить электрический
ток. Именно поэтому их называют электролитами. Часто процесс электролитической
диссоциации называют просто: диссоциация.
Процесс растворения вещества отличается от диссоциации тем, что при растворении частицы вещества равномерно распределяются между молекулами растворителя (воды) по всему объему раствора, а в процессе диссоциации частицы вещества (кристаллы или молекулы) распадаются на составные части.
Поэтому при хорошей растворимости вещество не всегда хорошо диссоциирует.
Существуют вещества, молекулы или кристаллы которых хорошо распадаются на ионы. Их называют сильными электролитами.
Сильные электролиты:
Диссоциация сильных электролитов происходит необратимо
Существуют вещества, молекулы или кристаллы которых плохо распадаются на ионы. Их называют слабыми электролитами.
Слабые электролиты:
Диссоциация слабых электролитов происходит обратимо, т. е. ионы, образовавшиеся при распаде молекулы, соединяясь снова, образуют исходную молекулу. Обратимость реакции показывают разнонаправленными стрелками: ↔для слабых электролитов обратная реакция (ассоциация) преобладает над распадом молекул на ионы.
1. Диссоциация сильных электролитов
При диссоциации кислот их молекулы распадаются всегда на положительно заряженные ноны водорода Н и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков.
Рассмотрим уравнение диссоциации кислоты сильного электролита. (видео урок)
При диссоциации оснований их молекулы распадаются всегда на положительно заряженные ноны металла и отрицательно заряженныегидроксид-ионы (ОН -).
2. Рассмотрим уравнение диссоциации основания — сильного электролита.(видео урок)
3. При диссоциации солей их молекуль распадаются всегда на по ложительно заряженные ионы металла и отрицательно заряжен ные ноны кислотньтх остатков.
Рассмотрим уравнение диссоциации соли — сильного электролита. (видео урок)
4. Составление уравнения диссоциации соли, в которой кислотный остаток состоит из одного элемента (хлорид (С1), сульфиды (S ), отличается от тех уравнений, в которых молекулы солей имеют в кислотном остатке два элемента. (видео урок)
5. Диссоциация слабых электролитов (видео урок)
диссоциация многоосновных кислот слабых электролитов на ионы происходит постепенно (ступенчато). При этом на каждой стадии диссоциации образуется один ион водорода Н и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков. Рассмотрим уравнение диссоциации кислоты— слабого электролита (Н 2 СО 3)
6 Вторая стадия диссоциации HCO 3 - ↔ H + + CO 3 -
Число стадий диссоциации кислоты — слабого электролита равно числу атомов водорода Н в его молекуле.
Диссоциация слабых электролитов многокислотных оснований на ионы происходит постепенно (ступенчато). При этом на каждой стадии диссоциации образуется 1 гидроксид-ион (ОН-).(видео урок)
Такие основания, как правило, содержат несколько групп ОН. Рассмотрим уравнение диссоциации основания — слабого электролита Mg (OH ) 2
Первая стадия диссоциации
Mg (OH ) 2 ↔ MgOH + + OH -
Число стадий диссоциации основания — слабого электролита равно числу групп ОН в его молекуле. (видео урок)
Уравнения диссоциации солей слабых электролитов на ионы записывают в одну стадию. При этом образуются положительно заряженные ИОНЫ металла и отрицательно заряженные ИОНЫ кислотного остатка. Рассмотрим уравнение диссоциации соли — слабого электролита Са 3 (РО 4) 2
Са 3 (РО 4) 2 ↔ 3Са 2+ + 2РО 4 3- (видео урок)
Реакции на опыты (видео урок)
1. Реакции ионного обмена, идущие с выделением газа
Na 2 CO 3 + 2HCl = CO 2 + H 2 O + 2NaCl
2. Реакции ионного обмена, идущие с образованием ярко-окрашенных солей
FeCl 3 + 3KNCS= Fe(NCS) 3 + 3KCl
BaCl 2 + K 2 CrO 4 = BaCrO 4 ↓+ 2KCl
NiSO 4 + 2NaOH = Ni(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4
CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4
3. Реакция нейтрализации
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
4. Изменение диссоциации электролитов при различных температурах