Полезное:
Как сделать разговор полезным и приятным
Как сделать объемную звезду своими руками
Как сделать то, что делать не хочется?
Как сделать погремушку
Как сделать так чтобы женщины сами знакомились с вами
Как сделать идею коммерческой
Как сделать хорошую растяжку ног?
Как сделать наш разум здоровым?
Как сделать, чтобы люди обманывали меньше
Вопрос 4. Как сделать так, чтобы вас уважали и ценили?
Как сделать лучше себе и другим людям
Как сделать свидание интересным?
Категории:
АрхитектураАстрономияБиологияГеографияГеологияИнформатикаИскусствоИсторияКулинарияКультураМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОхрана трудаПравоПроизводствоПсихологияРелигияСоциологияСпортТехникаФизикаФилософияХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника
|
Сильные и слабые электролитыВ растворах некоторых электролитов диссоциируют лишь часть молекул. Для количественной характеристики силы электролита было введено понятие степени диссоциации. Отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества называется степенью диссоциации a. a = С/С0, где С - концентрация продиссоциированных молекул, моль/л; С0 - исходная концентрация раствора, моль/л. По величине степени диссоциации все электролиты делятся на сильные и слабые. К сильным электролитам относятся те, степень диссоциации которых больше 30% (a > 0,3). К ним относятся: · сильные кислоты (H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI); · растворимые гидроксиды, кроме NH4OH; · растворимые соли. Электролитическая диссоциация сильных электролитов протекает необратимо HNO3 ® H+ + NO-3 . Слабые электролиты имеют степень диссоциации меньше 2% (a< 0,02). К ним относятся: · слабые неорганические кислоты (Н2СО3 , Н2S, НNO2, HCN, H2SiO3 и др.) и все органические, например, уксусная кислота (CH3COOH); · нерастворимые гидроксиды, а также растворимый гидроксид NH4OH; · нерастворимые соли. Электролиты с промежуточными значениями степени диссоциации называют электролитами средней силы. Степень диссоциации (a) зависит от следующих факторов: от природы электролита, то есть от типа химических связей; диссоциация наиболее легко происходит по месту наиболее полярных связей; от природы растворителя - чем полярнее последний, тем легче идет в нем процесс диссоциации; от температуры - повышение температуры усиливает диссоциацию; от концентрации раствора - при разбавлении раствора диссоциация также увеличивается. В качестве примера зависимости степени диссоциации от характера химических связей рассмотрим диссоциацию гидросульфата натрия (NaHSO4), в молекуле которого имеются следующие типы связей: 1-ионная; 2 - полярная ковалентная; 3 - связь между атомами серы и кислорода малополярная. Наиболее легко происходит разрыв по месту ионной связи (1):
Степень диссоциации электролита сильно зависит от природы растворителя. Например, HCl сильно диссоциирует в воде, слабее в этаноле C2H5OH, почти не диссоциирует в бензоле, в котором практически не проводит электрического тока. Растворители с высокой диэлектрической проницаемостью (e) поляризуют молекулы растворенного вещества и образуют с ними сольватированные (гидратированные) ионы. При 250С e(H2O) =78,5, e(C2H5OH) = 24,2, e(C6H6) = 2,27. В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и, следовательно, к равновесию в растворе между молекулами и ионами применимы законы химического равновесия. Так, для диссоциации уксусной кислоты CH3COOH «CH3COO- + H+. Константа равновесия Кс будет определяться как Кс = Кд = СCH3COO- · С H+ / СCH3COOH. Константу равновесия (Кс) для процесса диссоциации называют константой диссоциации (Кд). Её значение зависит от природы электролита, растворителя и от температуры, но от концентрации электролита в растворе она не зависит. Константа диссоциации представляет собой важную характеристику слабых электролитов, так как она указывает на прочность их молекул в растворе. Чем меньше константа диссоциации, тем слабее диссоциирует электролит и тем устойчивее его молекулы. Учитывая, что степень диссоциации в отличие от константы диссоциации изменяются с концентрацией раствора, необходимо найти связь между Кд и a. Если исходную концентрацию раствора принять равной С, а степень диссоциации, соответствующую этой концентрации a, то число продиссоциированных молекул уксусной кислоты будет равна a · С. Так как СCH3COO- = С H+ = a · С, тогда концентрация нераспавшихся молекул уксусной кислоты будет равна (С - a · С) или С(1- a · С). Отсюда Кд = aС · a С /(С - a · С) = a2С / (1- a). (1) Уравнение (1) выражает закон разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов a<<1, то приближенно К @ a2С и a = (К / С). (2) Как видно из формулы (2), с уменьшением концентрации раствора электролита (при разбавлении) степень диссоциации увеличивается. Слабые электролиты диссоциируют по ступеням, например: 1 ступень H2СO3 «H+ + НСO-3 , 2 ступень НСO-3 «H+ + СO2-3. Такие электролиты характеризуются несколькими константами - в зависимости от числа ступеней распада на ионы. Для угольной кислоты К1 = Сн+ · СНСО-2 / СН2СО3 = 4,45×10-7; К2 = Сн+ · ССО2-3/ СНСО-3 = 4,7 ×10-11. Как видно, распад на ионы угольной кислоты определяется, главным образом, первой стадией, а вторая может проявляться только при большом разбавлении раствора. Суммарному равновесию H2СO3 «2H+ + СO2-3 отвечает суммарная константа диссоциации Кд = С2н+ · ССО2-3/ СН2СО3. Величины К1 и К2 связаны друг с другом соотношением Кд = К1 · К2. Аналогично ступенчато диссоциируют основания многовалентных металлов. Например, двум ступеням диссоциации гидроксида меди Cu(OH)2 «CuOH+ + OH-, CuOH+ «Cu2+ + OH- отвечают константы диссоциации К1 = СCuOH+ · СОН- / СCu(OH)2 и К2 = Сcu 2+ · СОН- / СCuOH+. Так как сильные электролиты диссоциированы в растворе нацело, то сам термин константы диссоциации для них лишен содержания. Диссоциация различных классов электролитов С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотой называется вещество, при диссоциации которого в качестве катиона образуется только гидратированный ион водорода Н3О (или просто Н+). Основанием называется вещество, которое в водном растворе в качестве аниона образует гидроксид-ионы ОН— и никаких других анионов. Согласно теории Бренстеда, кислота - это донор протонов, а основание - акцептор протонов. Сила оснований, как сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее электролит. Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. Такие гидроксиды называются амфотерными. К нимотносятся Be(OH)2 , Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Cr(OH)3, Al(OH)3. Свойства их обусловлены тем, что они в слабой степени диссоциируют по типу кислот и по типу оснований H+ + RO- «ROH «R+ + OН-. Это равновесие объясняется тем, что прочность связи между металлом и кислородом незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Поэтому при взаимодействии гидроксида бериллия с соляной кислотой получается хлорид бериллия Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O, а при взаимодействии с гидроксидом натрия - бериллат натрия Be(OH)2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2H2O. Соли можно определить как электролиты, которые в растворе диссоциируют с образованием катионов, отличных от катионов водорода, и анионов, отличных от гидроксид-ионов. Средние соли, получаемые при полном замещении ионов водорода соответствующих кислот на катионы металла (либоNH+4), диссоциируют полностью Na2SO4 «2Na+ + SO2-4. Кислые соли диссоциируют по ступеням 1 ступень NaHSO4 «Na+ + HSO - 4, 2 ступень HSO - 4 «H+ + SO2-4. Степенью диссоциации по 1-й ступени больше, чем по 2-й ступени, причем, чем слабее кислота, тем меньше степень диссоциации по 2-й ступени. Основные соли, получаемые при неполном замещении гидроксид-ионов на кислотные остатки, диссоциируют также по ступеням: 1 ступень (CuОH)2SO4 «2 CuОH + + SO2-4, 2 ступень CuОH + «Cu2+ + OH-. Основные соли слабых оснований диссоциируют в основном по 1-й ступени. Комплексные соли, содержащие сложный комплексный ион, сохраняющий свою стабильность при растворении, диссоциируют на комплексный ион и ионы внешней сферы K3[Fe(CN)6] «3K+ + [Fe(CN)6]3-, [Cu(NH3)4]SO4 «[Cu(NH3)4]2+ + SO2-4. В центре комплексного иона находится атом - комплексообразователь. Эту роль обычно выполняют ионы металла. Вблизи комплексообразователей расположены (координированы) полярные молекулы или ионы, а иногда и те и другие вместе, их называют лигандами. Комплексообразователь вместе с лигандами составляет внутреннюю сферу комплекса. Ионы, далеко расположенные от комплексообразователя, менее прочно связанные с ним, находятся во внешней среде комплексного соединения. Внутреннюю сферу обычно заключают в квадратные скобки. Число, показывающее число лигандов во внутренней сфере, называется координационным. Химические связи между комплексными и простыми ионами в процессе электролитической диссоциации сравнительно легко разрываются. Связи, приводящие к образованию комплексных ионов, получили название донорно-акцепторных связей. Ионы внешней сферы легко отщепляются от комплексного иона. Эта диссоциация называется первичной. Обратимый распад внутренней сферы происходит значительно труднее и носит название вторичной диссоциации [Ag(NH3)2]Cl «[Ag(NH3)]+ + Cl- - первичная диссоциация, [Ag(NH3)2]+ «Ag+ +2 NH3 - вторичная диссоциация. вторичная диссоциация, как диссоциация слабого электролита, характеризуется константой нестойкости Кнест. = [Ag+] × [NH3]2 / [ [Ag(NH3)2]+ ] = 6,8×10-8. Константы нестойкости (Кнест.) различных электролитов является мерой устойчивости комплекса. Чем меньше Кнест. , тем устойчивее комплекс. Так, среди однотипных соединений:
устойчивость комплекса возрастает при переходе от [Ag(HO2)2]- к [Ag(CN)2]+. Значения константы нестойкости приводят в справочниках по химии. С помощью этих величин можно предсказать течение реакций между комплексными соединениями при сильном различии констант нестойкости реакция пойдет в сторону образования комплекса с меньшей константой нестойкости. Комплексная соль с малоустойчивым комплексным ионом называется двойной солью. Двойные соли, в отличие от комплексных, диссоциируют на все ионы, входящие в их состав. Например: KAl(SO4)2 «K+ + Al3+ + 2SO2-4, NH4Fe(SO4)2 «NH4+ + Fe3+ + 2SO2-4 .
|