Электролитическая диссоциация
Еще на заре изучения электрических явлений ученые заметили, что ток могут проводить не только металлы, но и растворы. Но не всякие. Так, водные растворы поваренной соли и других солей, растворы сильных кислот и щелочей хорошо проводят ток. Растворы уксусной кислоты, углекислого и сернистого газа проводят его намного хуже. А вот растворы спирта, сахара и большинства других органических соединений вовсе не проводят электрический ток.
Электрический ток – это направленное движение свободных заряженных частиц. В металлах такое движение осуществляется за счет относительно свободных электронов, электронного газа. Но не только металлы способны проводить электрический ток.
Электролиты – это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.
Неэлектролиты – это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.
Для описания электропроводности некоторых растворов необходимо понимать, что такое раствор. К концу XIX века существовало 2 основных теории растворов:
· Физическая. Согласно этой теории, раствор – это чисто механическая смесь компонентов, и никакого взаимодействия между частицами в нем нет. Она хорошо описывала свойства электролитов, но имела определенные сложности в описании растворов электролитов.
· Химическая. Согласно этой теории, при растворении происходит химическая реакция между растворяемым веществом и растворителем. Это подтверждается наличием теплового эффекта при растворении, а также изменением цвета. Например, при растворении белого безводного сульфата меди образуется насыщенный синий раствор.
|
|
|
Истина оказалась между двумя этими крайними точками. А именно, в растворах протекает и химический и физический процесс.
В 1887 году шведский физико-химик С. Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы – ионы, которые могут передвигаться к электродам – отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду.
Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название электролитической диссоциации (дословный перевод – расщепление, разложение под действием электричества). Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются только переносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит через раствор ток или нет. При активном участии С. Аррениуса была сформулирована теория электролитической диссоциации, которую часто называют в честь этого ученого. Основная идея данной теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. И именно эти ионы являются носителями заряда и отвечают за электропроводность раствора.
|
|
|
Сильные и слабые электролиты
Электролитическая диссоциация в той или иной степени – процесс обратимый. Но при растворении некоторых соединений равновесие диссоциации в значительной степени смещено в сторону диссоциируемой формы. В растворах таких электролитов диссоциация протекает практически необратимо. Поэтому при написании уравнений диссоциации таких веществ пишется или знак равенства или прямая стрелка, обозначающая, что реакция происходит практически необратимо. Такие вещества называют сильными электролитами.
Слабыми называются электролиты, в которых диссоциация происходит незначительно. При написании используют знак обратимости.
Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации.
Силу электролита можно охарактеризовать и при помощи константы химического равновесиядиссоциации. Называется она константа диссоциации.
|
|
|
Факторы, влияющие на степень электролитической диссоциации:
· Природа электролита
· Концентрация электролита в растворе
· Температура
При увеличении температуры и разбавлении раствора степень электролитической диссоциации увеличивается. Поэтому оценить силу электролита можно, только сравнивания их при одинаковых условиях. За стандарт принята t = 180С и С = 0,1 моль/л.
Термодинамика процессов растворения
Растворение - это физико-химический процесс. При растворении идут как физические процессы (диффузия), так и химические (сольватация - образование химических связей между частицами растворяемого вещества и растворителя). Если растворителем является вода, то процесс называется гидратацией.
Согласно 2-му закону термодинамики при р=const и Т=const вещества самопроизвольно будут растворяться, если энергия Гиббса системы будет при этом понижаться, т.е. G = (H - TS) < 0.
Величина H называется энтальпийным фактором растворения.
Величина TS называется энтропийным фактором растворения.
При растворении твердых и жидких веществ энтропия системы обычно возрастает (S>0); при растворении газов энтропия системы обычно уменьшается (S<0).
Энтальпия при растворении может как увеличиваться (NaCl), так и уменьшаться (KOH).
|
|
|
Таким образом, образование растворов (в отличие от механических смесей) сопровождается изменением энтальпии, энтропии и объёма системы.
Растворение как физико-химический процесс
Растворы образуются при взаимодействии растворителя и растворённого вещества. Процесс взаимодействия растворителя и растворённого вещества называется сольватацией (если растворителем является вода - гидратацией).
Растворение протекает с образованием различных по форме и прочности продуктов - гидратов. При этом участвуют силы как физической, так и химической природы. Процесс растворения вследствие такого рода взаимодействий компонентов сопровождается различными тепловыми явлениями.
Энергетической характеристикой растворения является теплота образования раствора, рассматриваемая как алгебраическая сумма тепловых эффектов всех эндо- и экзотермических стадий процесса. Наиболее значительными среди них являются:
· поглощающие тепло процессы - разрушение кристаллической решётки, разрывы химических связей в молекулах;
· выделяющие тепло процессы - образование продуктов взаимодействия растворённого вещества с растворителем (гидраты) и др.
Если энергия разрушения кристаллической решетки меньше энергии гидратации растворённого вещества, то растворение идёт с выделением теплоты (наблюдается разогревание). Так, растворение NaOH - экзотермический процесс: на разрушение кристаллической решётки тратится 884 кДж/моль, а при образовании гидратированных ионов Na+ и OH- выделяется соответственно 422 и 510 кДж/моль.
Если энергия кристаллической решётки больше энергии гидратации, то растворение протекает с поглощением теплоты (при приготовлении водного раствора NH4NO3 наблюдается понижение температуры)
Растворимость
Предельная растворимость многих веществ в воде (или в других растворителях) представляет собой постоянную величину, соответствующую концентрации насыщенного раствора при данной температуре. Она является качественной характеристикой растворимости и приводится в справочниках в граммах на 100 г растворителя (при определённых условиях). Растворимость зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления.
Природа растворяемого вещества
Кристаллические вещества подразделяются на:
· P - хорошо растворимые (более 1,0 г на 100 г воды);
· M - малорастворимые (0,1 г - 1,0 г на 100 г воды);
· Н - нерастворимые (менее 0,1 г на 100 г воды).
Природа растворителя
При образовании раствора связи между частицами каждого из компонентов заменяются связями между частицами разных компонентов. Чтобы новые связи могли образоваться, компоненты раствора должны иметь однотипные связи, т.е. быть одной природы. Поэтому ионные вещества растворяются в полярных растворителях и плохо в неполярных, а молекулярные вещества - наоборот.
Влияние температуры
Если растворение вещества является экзотермическим процессом, то с повышением температуры его растворимость уменьшается (Например, Ca(OH)2 в воде) и наоборот. Для большинства солей характерно увеличение растворимости при нагревании. Практически все газы растворяются с выделением тепла. Растворимость газов в жидкостях с повышением температуры уменьшается, а с понижением увеличивается.
Влияние давления
С повышением давления растворимость газов в жидкостях увеличивается, а с понижением уменьшается
Задача по теме «Растворы»
Условиеː Напишите уравнение диссоциации и рассчитайте рН 5%-го раствора HClO2.
Решение.
Уравнение диссоциацииː HClO2 ⇄ H+ + Cl 
.
Найдем молярную концентрацию хлористой кислоты, используя формулу для этого формулу перехода от массовой доли к молярностиː
См 
,
гдеː 
- плотность раствора (г/л), которая равна 3,425 г/л;
– массовая доля растворенного вещества в долях от 1, по условию задачи равная 5% = 0,005;
– молярная масса (г/моль) хлористой кислоты, рассчитанная по периодической системе Д.И. Менделеева и равная 68,5 г/моль.
См 
(моль/л).
По формуле найдем равновесную концентрацию ионов водородаː
[Н+] 
,
гдеː К – константа диссоциации хлористой кислота, равная 1,1·10-2;
См – молярная концентрация кислоты.
Получаемː
[Н+] 
= 0,0000275,
рН = -lg(0,0000275) =4,561.
Ответː рН 5%-го раствора HClO2 равен 4,561.
Заключение
Растворы имеют важное значение в жизни и практической деятельности человека. Так, процессы усвоения пищи человеком и животными связаны с переводом питательных веществ в раствор. Растворами являются все важнейшие физиологические жидкости (кровь, лимфа и т.д.). Производства, в основе которых лежат химические процессы, обычно связаны с использованием растворов.
Список литературы
1. Общая и неорганическая химияː Учеб. для вузов/Я.А. Угай. – 4-е изд., стер. – М.ː Высш. шк.; 2004. – 527с.ː ил.
2. Задачи и упражнения по общей химии. Учебное пособие для вузов/под ред. В.А. Рабиновича и Х.М. Рубиной. – 23-е изд., исправленное Л.ː Химия, 1985. – 264 с, ил.
3. https://topref.ru/referat/149991/2.html– 09.12.19 19ː36
4. https://studbooks.net/2265731/matematika_himiya_fizika/rastvory – 08.12.19 12ː37
5. https://www.calc.ru/Kontsentratsiya-Rastvorov-Sposoby-Vyrazheniya-Kontsentratsii.html – 30.11.19 14ː29
Дата добавления: 2020-01-07; просмотров: 588; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!