Пред.
След.
Макеты страниц
Распознанный текст, спецсимволы и формулы могут содержать ошибки, поэтому с корректным вариантом рекомендуем ознакомиться на отсканированных изображениях учебника выше Также, советуем воспользоваться поиском по сайту, мы уверены, что вы сможете найти больше информации по нужной Вам тематике ДЛЯ СТУДЕНТОВ И ШКОЛЬНИКОВ ЕСТЬ
ZADANIA.TO
Электролиты и электролитическая диссоциацияИзвестно, что существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счет движения электронов в электрическом поле, либо за счет движения ионов. Электронная проводимость присуща, прежде всего, металлам. Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. В связи с этим, все вещества принято условно делить по их поведению в растворах на две категории: а) вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью (электролиты); б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью (неэлектролиты). К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например спирты, углеводы. Оказалось, что кроме хорошей электропроводности, растворы электролитов обладают более низкими значениями давления пара растворителя и температуры плавления и более высокими температурами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих свойств шведский ученый С. Аррениус в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации. Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов — катионов и анионов. Например, молекула уксусной кислоты может диссоциировать в водном растворе следующим образом:
Процесс диссоциации во всех случаях является обратимым, поэтому при написании уравнений реакции диссоциации необходимо применять знак обратимости Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации.Одним из важнейших понятий теории электролитической диссоциации Аррениуса является понятие о степени диссоциации. Степенью диссоциации
Из этого выражения очевидно, что а 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. В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% — средними, менее 3% — слабыми электролитами. К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор). 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:
Поскольку диссоциация является обратимым равновесным процессом, то к реакции (6.2) 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. В таблице 6.1 представлены численные значения констант равновесия для некоторых химических реакций. Диапазон констант равновесия для разных реакций очень большой — от Например, высокое значение К для реакции
означает, что если в раствор, содержащий ионы серебра Напротив, низкое значение К в реакции
говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось ничтожно малое количество иодида серебра Таблица 6.1. Константы равновесия для некоторых реакций электролитов
Обратим особое внимание на форму записи выражений для констант равновесия (второй столбец табл. 6.1). Если концентрации некоторых реагентов существенно не изменяются в процессе реакции, то они не записываются в выражении для константы равновесия (в табл. 6.1 такие константы обозначены Например, для реакции (6.4) вместо выражения
в табл. 6.1 мы находим выражение
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 Константы диссоциации малорастворимых солей и гидроксидов металлов называются произведением растворимости соответствующих веществ (обозначается ПР). Для реакции диссоциации воды
в табл. 6.1 приведено выражение
а не
Объясняется это тем, что концентрация воды во время реакций в водных растворах изменяется очень незначительно. Поэтому принимается, что концентрация Ионные уравнения реакций. Направление протекания реакций.Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчеркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами. С точки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в растворах электролитов возможны два исхода: 1. Образующиеся вещества — сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы. 2. Одно (или несколько) из образующихся веществ — газ, осадок или слабый электролит (хорошо растворимый в воде). Например, можно рассмотреть две реакции:
В ионной форме уравнения (6.8) и (6.9) запишутся следующим образом:
В данном случае алюминий не является электролитом, а молекула воды записывается в недиссоциированной форме потому, что является очень слабым электролитом (см. табл. 6.1). Неполярные молекулы водорода практически нерастворимы в воде и удаляются из сферы реакции. Одинаковые ионы в обеих частях уравнений (6.10), (6.11) можно сократить, и тогда эти уравнения преобразуются в одно сокращенное ионное уравнение взаимодействия алюминия с щелочами:
Очевидно, что при взаимодействии алюминия с любой щелочью реакция будет описываться уравнением (6.12). Следовательно, ионное уравнение, в отличие от молекулярного, относится не к одной какой-нибудь реакции между конкретными веществами, а к целой группе аналогичных реакций. В этом его большая практическая ценность и значение, например благодаря этому широко используются качественные реакции на различные ионы. Так, при помощи ионов серебра С учетом вышеизложенного можно сформулировать правило, которым удобно руководствоваться при изучении процессов, протекающих в растворах электролитов. Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов. Следовательно, реакции идут с образованием веществ с меньшей концентрацией ионов в растворе в соответствии с законом действующих масс (§ 5). Скорость прямой реакции пропорциональна произведению концентраций ионов реагирующих компонентов, а скорость обратной реакции пропорциональна произведению концентраций ионов продуктов. Но при образовании газов, осадков и слабых электролитов ионы связываются (уходят из раствора), и скорость обратной реакции уменьшается. Ионное произведение воды. pH раствора.В табл. 6.1 приведено значение Согласно реакции (6.6), при диссоциации воды на каждый ион
Такова концентрация ионов Напротив, если к воде добавить щелочь, то концентрация Кислотность растворов обычно выражают через концентрацию ионов Чтобы не писать числа с показателем степени, кислотность раствора часто выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя эту величину водородным показателем и обозначая ее pH:
В кислых растворах Кислоты, соли и основания в свете теории диссоциации электролитов.Определения кислот, солей и оснований с точки зрения теории диссоциации были даны С. Аррениусом. Кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода Основанием называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы В соответствии с этими определениями к кислотам относятся, например, Солями называются соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а иногда, кроме них, ионы водорода и гидроксид-ионы, например:
В соответствии с данным определением, соли делятся на средние После Аррениуса было показано, что определение кислот, солей и оснований в терминах теории электролитической диссоциации не охватывает всего многообразия кислотно-основных свойств веществ. Так, например, в рамки приведенных определений не укладываются соли
|
1 |
Оглавление
|