Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах
Лекция 2
Классификация растворов. Тепловые и объемные эффекты. Электролитическая диссоциация. Закон разбавления Оствальда. Сильные и слабые электролиты. Протолитическая теория.
Растворы – это однородные многокомпонентные системы, состав которых может меняться в широких пределах и между компонентами которых возможны физическая и химические взаимодействия. Растворы занимают промежуточное положение между физическими смесями и химическими соединениями.
Смеси: нет закона постоянства состава; нет теплового эффекта.
Растворы: нет закона постоянства состава; есть тепловой эффект.
Химические соединения: есть закон постоянства состава; есть тепловой эффект
Классификация растворов:
1. По агрегатному состоянию:
1) Твердые (Au-Cu)
2) Жидкие (соль в воде, в бензоле)
3) Газообразные (воздух)
2. По размеру частиц:
1) Истинные (10-9 - 10-10 м)
2) Коллоидные (10-6 - 10-8 м)
3) Суспензия (Твердое + Жидкость 10-4 - 10-5 м)
4) Эмульсия (Жидкость + Жидкость)
3. По электропроводности:
1) Растворы электролитов.
2) Растворы неэлектролитов.
4. По концентрации:
1) Насыщенные растворы - содержат максимально возможное количество вещества при данной температуре (определяется по справочнику).
2) Ненасыщенные растворы - содержат меньше возможного количества вещества при данной температуре.
3) Пересыщенные растворы - содержат больше возможного количества вещества при данной температуре (неустойчивое состояние).
|
|
|
5. По растворимости:
1) Хорошо растворимые (сахар, CuSO4).
2) Мало растворимые - Ca(OH)2.
3) Практически не растворимые (стекло, Ag, Au).
Растворимость – это свойство вещества растворяться в воде или другом растворителе. Количественно растворимость выражают концентрацией насыщенного раствора (число граммов вещества, которое можно растворить в 100 г растворителя при данной температуре. Например: при 18◦ С в 100 г H2O растворяется 51.7 г Pb(NO3)2, т.е. растворимость при 18◦ С 51.7). Обычно растворимость увеличивается с повышением температуры, но может и уменьшаться- Ca(OH)2 или проходить через максимум –CaSO4 ∙ 2H2O. По кривым растворимости определяют, какое количество вещества выпадает в осадок при охлаждении раствора.
Химическая и физическая теории растворов
Физическая теория растворов развивалась в трудах Вант-Гоффа, Рауля, Аррениуса. В их работах для объяснения свойств растворов проводилась аналогия с движением молекул газа. Отрицалось взаимодействие растворенного вещества и растворителя.
Химическая теория растворов развивалась в трудах Д.И. Менделеева, Д.П. Коновалова, Н.С. Курнакова. Было показано, что:
1) растворение веществ сопровождается выделением или поглощением теплоты (например, при растворении NaOH происходит разогрев раствора ∆H<0, а при растворении NH4NO3 происходит сильное охлаждение раствора ∆H>0);
|
|
|
2) в результате химического взаимодействия растворенного вещества с растворителем образуются химические соединения – сольваты, если растворитель H2O – гидраты. Эти соединения образуются за счет донорно-акцепторного, диполь-дипольного взаимодействий и за счет водородных связей. Особенно легко гидратируются ионы. Например образование кристаллогидрата меди CuSO4∙5H2O.
Таким образом, растворение - это физико-химический процесс, а растворы - это физико-химические системы, включающие растворитель, растворенное вещество и продукты их взаимодействия (сольватированные молекулы, ионы, их ассоциаты и продукты более глубокого их взаимодействия, например, гидролиза).
Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты
Электролиты – это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К ним относятся соли, кислоты и основания.
Электролитическая диссоциация - это распад электролитов на ионы, под действием полярных молекул растворителя при растворении в воде или рсплавлении.
|
|
|
Основные положения теории электролитической диссоциции: (Была разработана С.Аррениусом -1889 г., Кистяковским, Каблуковым)
1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы. Ионы – это атомы или группы атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд. [катионы (+) и анионы (-)].
2. Ионы отличаются от атомов, как по строению, так и по свойствам. Например, металлический натрий – активный щелочной металл, электронная конфигурация Na 1s22s22p63s1. Катион натрия Na+ не активен, его электронная структураNa+ 1s22s22p6совпадает со структурой инертного газа неона.
3. Ионы в растворе двигаются хаотично, под действием электрического тока они приобретают направленное движение. Катионы (+) движутся к катоду (- электрод), анионы (-) движутся к аноду (+ электрод).
4. Диссоциация – процесс обратимый, параллельно с распадом на ионы –диссоциацией, идет соединение ионов в молекулы – ассоциация.
5. Ионы, которые образуются при диссоциации в водном растворе гидратированы, т.е. окружены молекулами воды.
Уравнение электролитической диссоциации:
NaCl + n H2O <=> Na+(H2O)x + Cl- (H2O)n-x
Упрощено: NaCl <=> Na+ + Cl-
В водных растворах легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Диссоциация веществ с полярной ковалентной связью проходит в несколь-
|
|
|
ко этапов. Важнейшей характеристикой растворителя является величина диэлектрической проницаемости ε (эпсилон), которая характеризует полярность растворителя. ε показывает, во сколько раз сила притяжения двух ионов в растворителе меньше, чем в вакууме. Например, ε H2O=81, это значит, что в воде сила ионной связи ослабевает в 81 раз. ε C6H6=2.3, ε C2H5OH=25, поэтому вода один из самых сильных растворителей.
Таким образом, электролитами являются вещества с ионной или ковалентной связью и диссоциировать они могут только в полярных растворителях.
Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах
I . Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.
HCl <=>H+ + Cl-
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
H2SO4<=>H+ + HSO4- ; HSO4-<=> H+ + SO42-
Общий ион H + , придает окраску индикаторам.
II. Основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы ОН−.
NaOH <=> Na+ + ОН−
Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:
Ba(OH)2 <=> BaOH++ ОН−; BaOH+<=>Ba2++ ОН−
Анионы ОН− придают окраску индикаторам.
III . Соли –это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и анионы кислотного остатка.
Средние соли: NaCl <=> Na+ + Cl-
Кислые соли: NaHSO4<=> Na+ + HSO4-; HSO4- <=> H+ + SO42-
Основные соли: BaOHCl<=> BaOH++ Cl-; BaOH+ <=>Ba2++ ОН−
Общих ионов нет, индикаторы не изменяют окраску.
Процесс электролитической диссоциации веществ в водных растворах количественно характеризуется двумя величинами:
1. степенью электролитической диссоциации - a,
2. константой диссоциации - Кдис.
I . Степень диссоциации (a ) – это отношение числа молекул, распавшихся на ионы к общему числу молекул.
Факторы, влияющие на степень диссоциации:
1. Природа растворенного вещества, тип связи (чем полярнее связь, тем легче идет диссоциация).
2. Природа растворителя (чем больше величина диэлектрической проницаемости ε, тем легче идет диссоциация).
3. Концентрация (При разбавлении a увеличивается a = 
).
4. Температура (с увеличением температуры a растет до определенной величины, затем уменьшается)
5. Влияние одноименного иона (вводимый в систему одноименный ион подавляет диссоциацию слабого электролита).
По величине степени диссоциации электролиты делятся на:
1. Сильные, у которых α > 30% : соли, некоторые кислоты - HClO4, H2SO4, HNO3, HI, HBr, HCl, гидроксиды щелочных металлов, гидроксиды щелочно-зельных металлов: кальция, стронция и бария.
2. средние 30% <a<5% : H3PO4
3. слабые, у которых a<5% : H2O, HCN, NH4OH.
II . Константа диссоциации (Кдис) – это константа равновесия процесса диссоциации.
Рассмотрим равновесие в растворе слабого электролита.
KA « K + + A -
Пусть: концентрация раствора С моль/л,a- степень диссоциации. Тогда: концентрация недиссоциированных молекул [KA]= с(1-a), а концентрация каждого из ионов [K+]=[ A-]= сa. Тогда выражение для константы диссоциации принимает вид:
Это уравнение представляет собой закон разбавления Оствальда. Оно позволяет определять степень диссоциации при разных концентрациях электролита, если определена его константа диссоциации; также константу диссоциации электролита, если известна его степень диссоциации при какой-либо концентрации.
Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала, a<<1, и, следовательно, этой величиной можно пренебречь в знаменателе правой части уравнения. Тогда это уравнение примет следующий вид:
Кдис@a2·с или a= .
Таким образом, степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора.
Дата добавления: 2020-11-23; просмотров: 117; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!