Hno3 сильный электролит. Учебная книга по химии

Электролиты как химические вещества известны с древних времён. Однако большинство областей своего применения они завоевали относительно недавно. Мы обсудим самые приоритетные для промышленности области использования этих веществ и разберёмся, что же последние собой представляют и чем отличаются друг от друга. Но начнём с экскурса в историю.

История

Самые старые известные электролиты - это соли и кислоты, открытые ещё в Древнем мире. Однако представления о строении и свойствах электролитов развивались со временем. Теории этих процессов эволюционировали, начиная с 1880 годов, когда был сделан ряд открытий, связанный с теориями свойств электролитов. Наблюдались несколько качественных скачков в теориях, описывающих механизмы взаимодействия электролитов с водой (ведь только в растворе они приобретают те свойства, благодаря которым их используют в промышленности).

Сейчас мы подробно разберём несколько теорий, оказавших наибольшее влияние на развитие представлений об электролитах и их свойствах. И начнём с самой распространённой и простой теории, которую каждый из нас проходил в школе.

Теория электролитической диссоциации Аррениуса

в 1887 году шведский химик и Вильгельм Оствальд создали теорию электролитической диссоциации. Однако тут тоже не всё так просто. Сам Аррениус был сторонником так называемой физической теории растворов, которая не учитывала взаимодействие составляющих вещества с водой и утверждала, что в растворе существуют свободные заряженные частицы (ионы). Кстати, именно с таких позиций сегодня рассматривают электролитическую диссоциацию в школе.

Поговорим всё-таки о том, что даёт эта теория и как она объясняет нам механизм взаимодействия веществ с водой. Как и у любой другой, у неё есть несколько постулатов, которые она использует:

1. При взаимодействии с водой вещество распадается на ионы (положительный - катион и отрицательный - анион). Эти частицы подвергаются гидратации: они притягивают молекулы воды, которые, кстати, заряжены с одной стороны положительно, а с другой - отрицательно (образуют диполь), в результате формируются в аквакомплексы (сольваты).

2. Процесс диссоциации обратим - то есть если вещество распалось на ионы, то под действием каких-либо факторов оно вновь может превратиться в исходное.

3. Если подключить к раствору электроды и пустить ток, то катионы начнут движение к отрицательному электроду - катоду, а анионы к положительно заряженному - аноду. Именно поэтому вещества, хорошо растворимые в воде, проводят электрический ток лучше, чем сама вода. По той же причине их назвали электролитами.

4. электролита характеризует процент вещества, подвергшегося растворению. Этот показатель зависит от свойств растворителя и самого растворённого вещества, от концентрации последнего и от внешней температуры.

Вот, по сути, и все основные постулаты этой несложной теории. Ими мы будем пользоваться в этой статье для описания того, что же происходит в растворе электролита. Примеры этих соединений разберём чуть позже, а сейчас рассмотрим другую теорию.

Теория кислот и оснований Льюиса

По теории электролитической диссоциации, кислота - это вещество, в растворе которого присутствует катион водорода, а основание - соединение, распадающееся в растворе на гидроксид-анион. Существует другая теория, названная именем известного химика Гилберта Льюиса. Она позволяет несколько расширить понятие кислоты и основания. По теории Льюиса, кислоты - или молекулы вещества, которые имеют свободные электронные орбитали и способны принять электрон от другой молекулы. Несложно догадаться, что основаниями будут являться такие частицы, которые способны отдать один или несколько своих электронов в "пользование" кислоте. Очень интересно здесь то, что кислотой или основанием может быть не только электролит, но и любое вещество, даже нерастворимое в воде.

Протолитическая теория Брендстеда-Лоури

В 1923 году, независимо друг от друга, двое учёных - Й. Бренстед и Т. Лоури -предложили теорию, которая сейчас активно применяется учёными для описания химических процессов. Суть этой теории в том, что смысл диссоциации сводится к передаче протона от кислоты основанию. Таким образом, последнее понимается здесь как акцептор протонов. Тогда кислота является их донором. Теория также хорошо объясняет существование веществ, проявляющих свойства и кислоты и основания. Такие соединения называются амфотерными. В теории Бренстеда-Лоури для них также применяется термин амфолиты, тогда как кислота или основания принято называть протолитами.

Мы подошли к следующей части статьи. Здесь мы расскажем, чем отличаются друг от друга сильные и слабые электролиты и обсудим влияние внешних факторов на их свойства. А затем уже приступим к описанию их практического применения.

Сильные и слабые электролиты

Каждое вещество взаимодействует с водой индивидуально. Какие-то растворяются в ней хорошо (например, поваренная соль), а какие-то совсем не растворяются (например, мел). Таким образом, все вещества делятся на сильные и слабые электролиты. Последние представляют собой вещества, плохо взаимодействующие с водой и оседающие на дне раствора. Это означает, что они имеют очень низкую степень диссоциации и высокую энергию связей, которая не позволяет при нормальных условиях распадаться молекуле на составляющие её ионы. Диссоциация слабых электролитов происходит либо очень медленно, либо при повышении температуры и концентрации этого вещества в растворе.

Поговорим о сильных электролитах. К ним можно отнести все растворимые соли, а также сильные кислоты и щёлочи. Они легко распадаются на ионы и очень трудно собрать их в осадки. Ток в электролитах, кстати, проводится именно благодаря ионам, содержащимся в растворе. Поэтому лучше всех проводят ток сильные электролиты. Примеры последних: сильные кислоты, щёлочи, растворимые соли.

Факторы, влияющие на поведение электролитов

Теперь разберёмся, как влияет изменение внешней обстановки на Концентрация напрямую влияет на степень диссоциации электролита. Более того, это соотношение можно выразить математически. Закон, описывающий эту связь, называется законом разбавления Оствальда и записывается так: a = (K / c) 1/2 . Здесь a - это степень диссоциации (берётся в долях), К - константа диссоциации, разная для каждого вещества, а с - концентрация электролита в растворе. По этой формуле можно узнать много нового о веществе и его поведении в растворе.

Но мы отклонились от темы. Кроме концентрации, на степень диссоциации также влияет температура электролита. Для большинства веществ её увеличение повышает растворимость и химическую активность. Именно этим можно объяснить протекание некоторых реакций только при повышенной температуре. При нормальных условиях они идут либо очень медленно, либо в обе стороны (такой процесс называется обратимым).

Мы разобрали факторы, определяющие поведение такой системы, как раствор электролита. Сейчас перейдём к практическому применению этих, без сомнения, очень важных химических веществ.

Промышленное использование

Конечно, все слышали слово "электролит" применительно к аккумуляторам. В автомобиле используют свинцово-кислотные аккумуляторы, роль электролита в котором выполняет 40-процентная серная кислота. Чтобы понять, зачем там вообще нужно это вещество, стоит разобраться в особенностях работы аккумуляторов.

Так в чём принцип работы любого аккумулятора? В них происходит обратимая реакция превращения одного вещества в другое, в результате которой высвобождаются электроны. При заряде аккумулятора происходит взаимодействие веществ, которого не получается при нормальных условиях. Это можно представить как накопление электроэнергии в веществе в результате химической реакции. При разряде же начинается обратное превращение, приводящее систему к начальному состоянию. Эти два процесса вместе составляют один цикл заряда-разряда.

Рассмотрим вышеизложенный процесс на конкретном примере - свинцово-кислотном аккумуляторе. Как нетрудно догадаться, этот источник тока состоит из элемента, содержащего свинец (а также диокисд свинца PbO 2) и кислоты. Любой аккумулятор состоит из электродов и пространства между ними, заполненного как раз электролитом. В качестве последнего, как мы уже выяснили, в нашем примере используется серная кислота концентрацией 40 процентов. Катод такого аккумулятора делают из диоксида свинца, а анод состоит из чистого свинца. Всё это потому, что на этих двух электродах протекают разные обратимые реакции с участием ионов, на которые продиссоциировала кислота:

PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (реакция, происходящая на отрицательном электроде - катоде).
Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Реакция, протекающая на положительном электроде - аноде).

Если читать реакции слева направо - получаем процессы, происходящие при разряде аккумулятора, а если справа налево - при заряде. В каждом эти реакции разные, но механизм их протекания в общем описывается одинаково: происходят два процесса, в одном из которых электроны "поглощаются", а в другом, наоборот, "выходят". Самое главное то, что число поглощённых электронов равно числу вышедших.

Собственно, кроме аккумуляторов, существует масса применений этих веществ. Вообще, электролиты, примеры которых мы привели, - это лишь крупинка того многообразия веществ, которые объединены под этим термином. Они окружают нас везде, повсюду. Вот, например, тело человека. Думаете, там нет этих веществ? Очень ошибаетесь. Они находятся везде в нас, а самое большое количество составляют электролиты крови. К ним относятся, например, ионы железа, которые входят в состав гемоглобина и помогают транспортировать кислород к тканям нашего организма. Электролиты крови также играют ключевую роль в регуляции водно-солевого баланса и работе сердца. Эту функцию выполняют ионы калия и натрия (существует даже процесс, происходящий в клетках, который назвается калий-натриевым насосом).

Любые вещества, которые вы в силах растворить хоть немного, - электролиты. И нет такой отрасли промышленности и нашей с вами жизни, где бы они ни применялись. Это не только аккумуляторы в автомобилях и батарейки. Это любое химическое и пищевое производство, военные заводы, швейные фабрики и так далее.

Состав электролита, кстати, бывает разным. Так, можно выделить кислотный и щелочной электролит. Они принципиально отличаются своими свойствами: как мы уже говорили, кислоты являются донорами протонов, а щёлочи - акцепторами. Но со времением состав электролита меняется вследствие потери части вещества концентрация либо уменьшается, либо увеличивается (всё зависит от того, что теряется, вода или электролит).

Мы каждый день сталкиваемся с ними, однако мало кто точно знает определение такого термина, как электролиты. Примеры конкретных веществ мы разобрали, поэтому перейдём к немного более сложным понятиям.

Физические свойства электролитов

Теперь о физике. Самое важное, что нужно понимать при изучении этой темы - как передаётся ток в электролитах. Определяющую роль в этом играют ионы. Эти заряженные частицы могут переносить заряд из одной части раствора в другую. Так, анионы стремятся всегда к положительному электроду, а катионы - к отрицательному. Таким образом, действуя на раствор электрическим током, мы разделяем заряды по разным сторонам системы.

Очень интересна такая физическая характеристика, как плотность. От неё зависят многие свойства обсуждаемых нами соединений. И зачастую всплывает вопрос: "Как поднять плотность электролита?" На самом деле ответ прост: необходимо понизить содержание воды в растворе. Так как плотность электролита большей частью определяется то она большей частью зависит от концентрации последней. Существует два способа осуществить задуманное. Первый достаточно простой: прокипятить электролит, содержащийся в аккумуляторе. Для этого нужно зарядить его так, чтобы температура внутри поднялась чуть выше ста градусов по цельсию. Если этот способ не помогает, не переживайте, существует ещё один: просто-напросто заменить старый электролит новым. Для этого нужно слить старый раствор, прочистить внутренности от остатков серной кислоты дистиллированной водой, а затем залить новую порцию. Как правило, качественные растворы электролита сразу имеют нужную величину концентрации. После замены можете надолго забыть о том, как поднять плотность электролита.

Состав электролита во многом определяет его свойства. Такие характеристики, как электропроводность и плотность, например, сильно зависят от природы растворённого вещества и его концентрации. Существует отдельный вопрос о том, сколько электролита в аккумуляторе может быть. На самом деле его объём напрямую связан с заявленной мощностью изделия. Чем больше серной кислоты внутри аккумулятора, тем он мощнее, т. е. тем большее напряжение способен выдавать.

Где это пригодится?

Если вы автолюбитель или просто увлекаетесь автомобилями, то вы и сами всё понимаете. Наверняка вы даже знаете, как определить, сколько электролита в аккумуляторе находится сейчас. А если вы далеки от автомобилей, то знание свойств этих веществ, их применения и того, как они взаимодействуют друг с другом будет совсем не лишним. Зная это, вы не растеряетесь, если вас попросят сказать, какой электролит в аккумуляторе. Хотя даже если вы не автолюбитель, но у вас есть машина, то знание устройства аккумулятора будет совсем не лишним и поможет вам в ремонте. Будет гораздо легче и дешевле сделать всё самому, нежели ехать в автоцентр.

А чтобы лучше изучить эту тему, мы рекомендуем почитать учебник химии для школы и вузов. Если вы хорошо знаете эту науку и прочитали достаточно учебников, лучшим вариантом будут "Химические источники тока" Варыпаева. Там изложены подробно вся теория работы аккумуляторов, различных батарей и водородных элементов.

Заключение

Мы подошли к концу. Подведём итоги. Выше мы разобрали всё, что касается такого понятия, как электролиты: примеры, теория строения и свойств, функции и применение. Ещё раз стоит сказать, что эти соединения составляют часть нашей жизни, без которой не могли бы существовать наши тела и все сферы промышленности. Вы помните про электролиты крови? Благодаря им мы живём. А что насчёт наших машин? С помощью этих знаний мы сможем исправить любую проблему, связанную с аккумулятором, так как теперь понимаем, как поднять плотность электролита в нём.

Всё рассказать невозможно, да мы и не ставили такой цели. Ведь это далеко не всё, что можно рассказать об этих удивительных веществах.

1. ЭЛЕКТРОЛИТЫ

1.1. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сила электролитов

Согласно теории электролитической диссоциации, соли, кислоты, гидроксиды, растворяясь в воде, полностью или частично распадаются на самостоятельные частицы – ионы.

Процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя называют электролитической диссоциацией . Вещества, диссоциирующие на ионы в растворах, называют электролитами. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами ; к ним относятся, например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами ; к ним принадлежат ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы.

Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита (α) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы (n ), к общему числу его молекул в растворе (N ), или

α = .

Степень электролитической диссоциации принято выражать либо в долях единицы, либо в процентах.

Электролиты со степенью диссоциации больше 0,3 (30%) обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 0,03 (3%) до 0,3 (30%)-средними, менее 0,03 (3%)-слабыми электролитами. Так, для 0,1 M раствора CH 3 COOH α = 0,013 (или 1,3 %). Следовательно, уксусная кислота является слабым электролитом. Степень диссоциации показывает, какая часть растворенных молекул вещества распалась на ионы. Степень электролитической диссоциации электролита в водных растворах зависит от природы электролита, его концентрации и температуры.

По своей природе электролиты можно условно разделить на две большие группы: сильные и слабые . Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (α = 1).

К сильным электролитам относятся:

1) кислоты (H 2 SO 4 , HCl , HNO 3 , HBr , HI , HClO 4 , H М nO 4 );

2) основания – гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы (щелочи) – LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , а также гидроксиды щелочноземельных металлов – Ba (OH ) 2 , Ca (OH ) 2 , Sr (OH ) 2 ;.

3) соли, растворимые в воде (см. таблицу растворимости).

Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном в недиссоциированном состоянии (в молекулярной форме). Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

К слабым электролитам относятся:

1) неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S , HNO 2 , H 2 SO 3 , HCN , H 3 PO 4 , H 2 SiO 3 , HCNS , HСlO и др.);

2) вода (H 2 O );

3) гидроксид аммония (NH 4 OH );

4) большинство органических кислот

(например, уксусная CH 3 COOH, муравьиная HCOOH);

5) нерастворимые и малорастворимые соли и гидроксиды некоторых металлов (см. таблицу растворимости).

Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. Например, диссоциация соляной кислоты (НС l ) записывается следующим образом:

HCl → H + + Cl – .

Основания диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксид-ионов. Например, диссоциация КОН

КОН → К + + ОН – .

Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато. Например,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H + + CO 3 2– .

Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой

Для диссоциации по второй ступени:

В случае угольной кислоты константы диссоциации имеют следующие значения: K I = 4,3 × 10 –7 , K II = 5,6 × 10 –11 . Для ступенчатой диссоциации всегда K I >K II >K III > ... , т.к. энергия, которую необходимо затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы.

Средние (нормальные) соли, растворимые в воде, диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2– .

Кислые соли (гидросоли) – электролиты, содержащие в анионе водород, способный отщепляться в виде иона водорода Н + . Кислые соли рассматривают как продукт, получающийся из многоосновных кислот, в которых не все атомы водорода замещены на металл. Диссоциация кислых солей происходит по ступеням, например:

KHCO 3 → K + + HCO 3 – (первая ступень)

Различают сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты в растворах практически диссоциированы полностью. К этой группе электролитов относится большинство солей, щелочей и сильных кислот. К слабым электролитам принадлежат слабые кислоты и слабые основания и некоторые соли: хлорид ртути (II), цианид ртути (II), роданид железа (III), иодид кадмия. Растворы сильных электролитов при больших концентрациях обладают значительной электропроводностью, причем она с разбавлением растворов возрастает незначительно.

Растворы слабых электролитов при больших концентрациях отличаются незначительной электропроводностью, сильно увеличивающейся при разбавлении растворов.

При растворении вещества в каком-либо растворителе образуются простые (несольватированные) ионы, нейтральные молекулы растворенного вещества, сольватированные (в водных растворах гидратированные) ионы (например, и т. д.), ионные пары (или ионные двойники), представляющие собой электростатически ассоциированные группы противоположно заряженных ионов (например, ), образование которых наблюдается в подавляющем числе неводных растворов электролитов, комплексные ионы (например, ), сольватированные молекулы и др.

В водных растворах сильных электролитов существуют только простые или сольватированные катионы и анионы. В их растворах нет молекул растворенного вещества. Поэтому неверно предполагать наличие молекул или наличие длительных связей между или и в водном растворе хлорида натрия.

В водных растворах слабых электролитов растворенное вещество может существовать в виде простых и сольватированных (-гидратированных) ионов и недиссоциированных молекул.

В неводных растворах некоторые сильные электролиты (например, ) диссоциированы не полностью даже при умеренно высоких концентрациях. В большинстве органических растворителей наблюдается образование ионных пар противоположно заряженных ионов (нодробнее см. книга 2).

В ряде случаев невозможно провести резкую границу между сильными и слабыми электролитами.

Межионные силы. Под действием межионных сил вокруг каждого свободно движущегося иона группируются, располагаясь симметрично, другие ионы, заряженные обратным знаком, образуя так называемую ионную атмосферу, или ионное облако, замедляющее движение иона в растворе.

Например, в растворе вокруг движущихся ионов калия группируются ионы хлора, а вблизи движущихся ионов хлора создается атмосфера из ионов калия.

Ионы, подвижность которых ослаблена силами межионного протяжения, проявляют в растворах пониженную химическую активность. Это вызывает отклонения в поведении сильных электролитов от классической формы закона действия масс.

Посторонние ионы, присутствующие в растворе данного электролита, также оказывают сильное влияние на подвижность его ионов. Чем выше концентрация, тем значительнее межионное взаимодействие и тем сильнее посторонние ионы влияют на подвижность ионов.

У слабых кислот и оснований связь водорода или гидроксила в их молекулах является в значительной степени не ионной, а ковалентной; поэтому при растворении слабых электролитов в растворителях, отличающихся даоюе большой диэлектрической проницаемостью, большая часть их молекул не распадается на ионы.

Растворы сильных электролитов отличаются от растворов слабых электролитов тем, что в них нет недиссоциированных молекул. Это подтверждается современными физическими и физико-химическими исследованиями. Например, исследование кристаллов сильных электролитов типа рентгенографическим путем подтверждает тот факт, что кристаллические решетки солей построены из ионов.

При растворении в растворителе с большой диэлектрической проницаемостью вокруг ионов образуются сольватные (в воде гидратные) оболочки, препятствующие их соединению в молекулы. Таким образом, поскольку сильные электролиты даже в кристаллическом состоянии не содержат молекул, они тем более не содержат молекул в растворах.

Однако экспериментальным путем найдено, что электропроводность водных растворов сильных электролитов не эквивалентна той электропроводности, которую молено было бы ожидать при -ной диссоциации молекул растворенных электролитов на ионы.

С помощью теории электролитической диссоциаций, предложенной Аррениусом, оказалось невозможным объяснить этот и ряд других фактов. Для их объяснения были выдвинуты новые научные положения.

В настоящее время несоответствие свойств сильных электролитов классической форме закона действия масс может быть объяснено при помощи теории сильных электролитов, предложенной Дебаем и Хюкке-лем. Основная идея этой теории заключается в том, что в растворах между ионами сильных электролитов возникают силы взаимного притяжения. Эти межионные силы вызывают отклонение поведения сильных электролитов от законов идеальных растворов. Наличие этих взаимодействий вызывает взаимное торможение катионов и анионов.

Влияние разбавления на межионное притяжение. Межионное притяжение вызывает отклонения в поведении реальных растворов аналогично тому, как межмолекулярное притяжение в реальных газах влечет за собой отступления их поведения от законов идеальных газов. Чем больше концентрация раствора, тем плотнее ионная атмосфера и тем меньше подвижность ионов, а следовательно, и электропроводность электролитов.

Подобно тому как свойства реального газа при низких давлениях приближаются к свойствам газа идеального, так и свойства растворов сильных электролитов при большом разбавлении приближаются к свойствам идеальных растворов.

Иными словами, в разбавленных растворах расстояния между ионами настолько велики, что испытываемое ионами взаимное притяжение или отталкивание чрезвычайно мало и практически сводится к нулю.

Таким образом, наблюдаемое увеличение электропроводности сильных электролитов при разбавлении их растворов объясняется ослаблением межионных сил притяжения и отталкивания, обусловливающим увеличение скорости движения ионов.

Чем менее диссоциирован электролит и чем более разбавлен раствор, тем меньше межионное электрическое влияние и тем меньше наблюдается отклонений от закона действия масс, и, наоборот, чем больше концентрация раствора, тем больше межионное электрическое влияние и тем больше наблюдается отклонений от закона действия масс.

По указанным выше причинам к водным растворам сильных электролитов, а также к концентрированным водным растворам слабых электролитов нельзя применять закон действия масс в его классической форме.

ЭЛЕКТРОЛИТЫ – вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ – вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.

Диссоциация – распад соединений на ионы.

Степень диссоциации – отношение числа продиссоциированных на ионы молекул к общему числу молекул в растворе.

СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.

При написании уравнений диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства.

К сильным электролитам относятся:

· Растворимые соли (смотри таблицу растворимости );

· Многие неорганические кислоты: HNO 3 , H 2 SO 4 ,HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , HCl, HBr, HI (смотри кислоты-сильные электролиты в таблице растворимости );

· Основания щелочных (LiOH, NaOH,KOH) и щелочноземельных (Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2) металлов (смотри основания-сильные электролиты в таблице растворимости ).

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.

При написании уравнений диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости.

К слабым электролитам относятся:

· Почти все органические кислоты и вода (Н 2 О);

· Некоторые неорганические кислоты: H 2 S, H 3 PO 4 ,HClO 4 , H 2 CO 3 , HNO 2 , H 2 SiO 3 (смотри кислоты-слабые электролиты в таблице растворимости );

· Нерастворимые гидроксиды металлов (Mg(OH) 2 ,Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) (смотри основания- c лабые электролиты в таблице растворимости ).

На степень электролитической диссоциации влияет ряд факторов:

природа растворителя и электролита : сильными электролитами являются вещества с ионными и ковалентными сильно-полярными связями; хорошей ионизирующей способностью, т.е. способностью вызывать диссоциацию веществ, обладают растворители с большой диэлектрической проницаемостью, молекулы которых полярны (например, вода);

температура : поскольку диссоциация - процесс эндотермический, повышение температуры повышает значение α;

концентрация : при разбавлении раствора степень диссоциации возрастает, а с увеличением концентрации - уменьшается;

стадия процесса диссоциации : каждая последующая стадия менее эффективна, чем предыдущая, примерно в 1000–10 000 раз; например, для фосфорной кислоты α 1 > α 2 > α 3:

H3PО4⇄Н++H2PО−4 (первая стадия, α 1),

H2PО−4⇄Н++HPО2−4 (вторая стадия, α 2),

НPО2−4⇄Н++PО3−4 (третья стадия, α 3).

По этой причине в растворе данной кислоты концентрация ионов водорода наибольшая, а фосфат-ионов РО3−4 - наименьшая.

1. Растворимость и степень диссоциации вещества между собой не связаны. Например, слабым электролитом является хорошо (неограниченно) растворимая в воде уксусная кислота.

2. В растворе слабого электролита меньше других содержится тех ионов, которые образуются на последней стадии электролитической диссоциации

На степень электролитической диссоциации влияет также добавление других электролитов : например, степень диссоциации муравьиной кислоты

HCOOH ⇄ HCOO − + H +

уменьшается, если в раствор внести немного формиата натрия. Эта соль диссоциирует с образованием формиат-ионов HCOO − :

HCOONa → HCOO − + Na +

В результате в растворе концентрация ионов НСОО– повышается, а согласно принципу Ле Шателье, повышение концентрации формиат-ионов смещает равновесие процесса диссоциации муравьиной кислоты влево, т.е. степень диссоциации уменьшается.

Закон разбавления Оствальда - соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводностиразбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Здесь - константа диссоциации электролита, - концентрация, и - значения эквивалентной электропроводности при концентрации и при бесконечном разбавлении соответственно. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

где - степень диссоциации.

Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 году и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель рН Вода представляет собой слабый амфотерный электролит: Н2О Н+ + ОН- или, более точно: 2Н2О= Н3О+ + ОН- Константа диссоциации воды при 25оС равна: Такое значение константы соответствует диссоциации одной из ста миллионов молекул воды, поэтому концентрацию воды можно считать постоянной и равной 55,55 моль/л (плотность воды 1000 г/л, масса 1 л 1000 г, количество вещества воды 1000г:18г/моль=55,55 моль, С=55,55 моль: 1 л =55,55 моль/л). Тогда Эта величина постоянная при данной температуре (25оС), она называется ионным произведением воды KW: Диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому с повышением температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье диссоциация усиливается, ионное произведение возрастает и достигает при 100оС значения 10-13. В чистой воде при 25оС концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой: = = 10-7 моль/л Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой, называются нейтральными. Если к чистой воде прибавить кислоту, концентрация ионов водорда повысится и станет больше, чем 10-7 моль/л, среда станет кислой, при этом концентрация ионов гидроксила мгновенно изменится так, чтобы ионное произведение воды сохранило свое значение 10-14. Тоже самое будет происходить и при добавлении к чистой воде щелочи. Концентрации ионов водорода и гидроксила связаны между собой через ионное произведение, поэтому, зная концентрацию одного из ионов, легко вычислить концентрацию другого. Например, если = 10-3 моль/л, то = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л, или, если = 10-2 моль/л, то = KW/ = 10-14/10-2 = 10-12 моль/л. Таким образом, концентрация ионов водорода или гидроксила может служить количественной характеристикой кислотности или щелочности среды. На практике пользуются не концентрациями ионов водорода или гидроксила, а водородным рН или гидроксильным рОН показателями. Водородный показатель рН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода: рН = - lg Гидроксильный показатель рОН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов гидроксила: рОН = - lg Легко показать, прологарифмировав ионное произведение воды, что рН + рОН = 14 Если рН среды равен 7 - среда нейтральная, если меньше 7 - кислая, причем чем меньше рН, тем выше концентрация ионов водорода. pН больше 7 – среда щелочная, чем больше рН, тем выше концентрация ионов гидроксила.

Теорию электролитической диссоциации предложил шведский ученый С. Аррениус в 1887 году.

Электролитическая диссоциация - это распад молекул электролита с образованием в растворе положительно заряженных (катионов) и отрицательно заряженных (анионов) ионов.

Например, уксусная кислота диссоциирует так в водном растворе:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Диссоциация относиться к обратимым процессам. Но различные электролиты диссоциируют по-разному. Степень зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, внешних условий (температуры, давления).

Степень диссоциации α - отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул:

α=v´(x)/v(x).

Степень может варьироваться от 0 до 1 (от отсутствия диссоциации до ее полного завершения). Обозначается в процентах. Определяется экспериментальным путем. При диссоциации электролита происходит увеличение числа частиц в растворе. Степень диссоциации показывает силу электролита.

Различают сильные и слабые электролиты .

Сильные электролиты - это те электролиты, степень диссоциации которой превышает 30%.

Электролиты средней силы - это те, степень диссоциации которой делит в пределах от 3% до 30%.

Слабые электролиты - степень диссоциации в водном 0,1 М растворе меньше 3%.

Примеры слабых и сильных электролитов.

Сильные электролиты в разбавленных растворах нацело распадаются на ионы, т.е. α = 1. Но эксперименты показывают, что диссоциация не может быть равна 1, она имеет приближенное значение, но не равна 1. Это не истинная диссоциация, а кажущаяся.

Например, пусть у некоторого соединения α = 0,7. Т.е. по теории Аррениуса в растворе «плавает» 30% непродиссоцииовавших молекул. А 70% образовали свободные ионы. А электролстатическая теория дает другое определение этому понятию: если α = 0,7, то все молекулы диссоциированы на ионы, но ионы свободны лишь на 70%, а оставшиеся 30% - связаны электростатическими взаимодействиями.

Кажущаяся степень диссоциации.

Степень диссоциации зависит не только от природы растворителя и растворяемого вещества, но и от концентрации раствора и температуры.

Уравнение диссоциации можно представить в следующем виде:

AK ⇄ A- + K + .

И степень диссоциации можно выразить так:

С увеличением концентрации раствора степень диссоциации электролита падает. Т.е. значения степени для конкретного электролита не является величиной постоянной.

Так как диссоциация - процесс обратимый, то уравнения скоростей реакции можно записать следующим образом:

Если диссоциация равновесна, то скорости равны и в результате получаем константу равновесия (константу диссоциации):

К зависит от природы растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации растворов. Из уравнения видно, что чем больше недиссоциированных молекул, тем меньше величина константы диссоциации электролита.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, и каждая ступень имеет свое значение константы диссоциации.

Если диссоциирует многоосновная кислота, то легче всего отщепляется первый протон, а при возрастании заряда аниона, притяжение возрастает, и поэтому протон отщепляется намного труднее. Например,

Константы диссоциации ортофосфорной кислоты на каждой ступени должны сильно различаться:

I - стадия:

II - стадия:

III - стадия:

На первой ступени ортофосфорная кислота - кислота средней силы, а 2ой - слабая, на 3ей - очень слабая.

Примеры констант равновесия для некоторых растворов электролитов.

Рассмотрим пример:

Если в раствор, в котором содержатся ионы серебра внести металлическую медь, то в момент равновесия, концентрация ионов меди должна быть больше, чем концентрация серебра.

Но у константы низкое значение:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Что говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось очень мало хлорида серебра.

Концентрация металлической меди и серебра введены в константу равновесия.

Ионное произведение воды.

В приведенной таблице есть данные:

Эту константу называют ионным произведением воды , которое зависит только от температуры. Согласно диссоциации на 1 ион Н + приходится один гидроксид-ион. В чистой воде концентрация этих ионов одинакова: [H + ] = [OH - ].

Отсюда, [H + ] = [OH - ] = = 10-7 моль/л.

Если добавить в воду постороннее вещество, например, хлороводородную кислоту, то концентрация ионов водорода возрастет, но ионное произведение воды от концентрации не зависит.

А если добавить щелочь, то повысится концентрация ионов, а количество водорода понизится.

Концентрация и взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая.

Кислотность раствора (рН).

Кислотность растворов обычно выражается концентрацией ионов Н + . В кислых средах рН <10 -7 моль/л, в нейтральных - рН = 10 -7 моль/л, в щелочных - рН > 10 -7 моль/л.
Кислотность раствора выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя ее рН .

рН = - lg [ H + ].