Теория электролитической диссоциации была разработана в 1887 году шведским учёным С. Аррениусом.

Согласно этой теории, существуют вещества, способные в растворах и расплавах распадаться (диссоциировать) на ионы, вследствие чего растворы и расплавы этих веществ, проводят электрический ток. Эти вещества были названы электролитами.

Электролитами называют вещества, расплавы или водные растворы которых подвергаются электролитической диссоциации, т. е. распадаются на ионы – положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные частицы.

Сильными считаются электролиты, которые в разбавленных растворах находятся преимущественно в виде ионов, слабыми – такие, которые в разбавленных растворах находятся преимущественно в виде молекул.

Степенью диссоциации a называется отношение числа молекул, распавшихся в растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.

 

N(X)–число продиссоциировавших молекул электролита X;

N₀(X) – общее число молекул электролита X в растворе.

Степень электролитической диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, температуры и от концентрации раствора. Более универсальной характеристикой электролита является его константа диссоциации (K) – константа равновесия процесса диссоциации, которая не зависит от концентрации.

Для процесса диссоциации некоторого электролита

константа диссоциации будет равна отношению равновесных концентраций образовавшихся ионов к равновесной концентрации молекулярной формы электролита:

При составлении ионно-молекулярных уравнений реакций (реакций с участием не только молекул, но и ионов) следует руководствоваться следующими правилами:

химические формулы сильных электролитов записываются в ионной форме, т.е. в виде ионов, образующихся в результате их диссоциации;

в молекулярном виде следует записывать формулы слабых электролитов, неэлектролитов (простые вещества, оксиды, газообразные вещества), трудно- и малорастворимых веществ.

Для составления ионно-молекулярного уравнения необходимо:

− записать молекулярное уравнение реакции;

− составить полное ионно-молекулярное уравнение, для чего формулу каждого из участников реакции записать в молекулярной или ионной форме в соответствии с указанными выше правилами;

− составить краткое ионно-молекулярное уравнение, исключив из полного уравнения одинаковые ионы, т.е. те ионы, которые присутствуют в обеих частях уравнения в неизменном виде, а, следовательно, не участвуют в реакции.

Примеры составления ионно-молекулярных уравнений реакций

Реакции, идущие с образованием слабого электролита

1. Реакции нейтрализации, протекающие с образованием слабого электролита − воды:

Полное ионно-молекулярное уравнение:

Краткое ионно-молекулярное уравнение (сокращены одинаковые ионы: катионы калия и хлорид-анионы):

2. Реакции, идущие с образованием слабых кислот или оснований:

Реакции, идущие с образованием газообразного продукта

Реакции, идущие с образованием трудно- и малорастворимых соединений

 

 

№12

Электроли́ты — вещества, расплавы или растворы которых проводят электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако сами вещества не проводят электрический ток.

Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы:

Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3).

Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.

Между этими двумя группами четкой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом — слабого.

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксила OH− в воде или в водных растворах.

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺ + OH⁻

или H₂O ↔ H⁺ + OH⁻

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

где:

[H+] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

[OH−] — концентрация гидроксид-ионов;

[H2O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

Водородный показатель (рН) величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель обозначается рН.

Водородный показатель численно равен отрицательному десятичному логарифму активности или концентрации ионов водорода, выраженной в молях на литр:

pH=-lg[ H+ ]

В воде концентрация ионов водорода определяется электролитической диссоциацией воды по уравнению

H2O=H++OH-

Константа диссоциации при 22° С составляет

Пренебрегая незначительной долей распавшихся молекул, можно концентрацию недиссоциированной части воды принять равной обшей концентрации воды, которая составляет: С[H2O ]=1000/18=55,55моль/л.

Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда приобретают количественный смысл.

В случае, если [ H⁺ ] =[ OH^- ]эти концентрации (каждая из них) равны моль/л, т.е [ H⁺ ] =[ OH^- ]=10^-7моль/л и среда нейтральная, в этих растворах

pH=-lg[ H⁺ ]=7 и рОН=-lg[ OH^-]=7

Если [ H⁺ ]>10^-7моль/л, [ OH-]<10^-7моль/л -среда кислая; рН<7.

Если [ H⁺ ]<10^-7 моль/л, [ OH-]>10^-7моль/л -среда щелочная; рН>7.

В любом водном растворе рН ⁺ рОН =14, где рОН=-lg[ OH^-]

Буферные растворы – это растворы, при внесении в которые малых количеств кислоты или щелочи значение рН раствора не изменяется.

Наиболее часто применяемые буферные растворы содержат:

слабую кислоту и соль, образованную этой кислотой и сильным основанием (ацетатная буферная смесь: уксусная кислота и ацетат натрия);

слабое основание и соль, образованная этим основанием с сильной кислотой (водный раствор аммиака и хлорида аммония);

сильное основание и соль, образованную этим основанием и слабой кислотой (гидроксид натрия и гидрофосфат натрия);

слабую кислоту и сильное основание (гидроксид натрия и борная кислота);

смеси солей (гидрофосфаты натрия и калия).

Меняя соотношение между компонентами таких растворов, можно получать разные значения рН.

Действие буферных растворов основано на том, что входящие в них компоненты связывают Н⁺-ионы кислот или ОН^--ионы оснований, вводимых в раствор или образующихся в растворе при протекании реакции.

Например, если к ацетатной буферной смеси добавить сильную кислоту (в малых количествах), то Н⁺-ионы добавляемой кислоты будут соединяться с СН₃СОО^- -ионами соли в малодиссоциированные молекулы соли с СН₃СООН, а концентрация Н⁺-ионов в растворе увеличиваться не будет.

При добавлении (в малых количествах) щелочи добавляемые ОН^--ионы будут связывать Н⁺-ионы буферной кислоты в малодиссоциированные молекулы воды, но концентрация протонов водорода сразу восстановится вследствие смещения равновесия диссоциации уксусной кислоты в сторону увеличения диссоциации кислоты. Таким образом, рН среды остается практически неизменным.

Количество молей сильной кислоты или щелочи, добавление которых к 1 л буферной смеси изменяет значение рН на единицу, называется буферной емкостью. Емкость буферного раствора возрастает при увеличении начальных концентраций его компонентов и максимальна при их равенстве.

Гидролизом соли называется обменная реакция взаимодействия соли с водой, приводящая к смещению равновесия диссоциации воды и, как правило, к изменению кислотности среды.

Гидролизу могут подвергаться только те соли, ионы которых способны связывать Н⁺ или ОН^–- ионы воды в малодиссоциированные соединения, т.е. соли, образованные слабыми кислотами и (или) слабыми основаниями. Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, гидролизу не подвергаются.

В результате гидролиза солей образуется либо кислота (кислая соль) и основание, либо основание (основная соль) и кислота. Следовательно, процесс гидролиза соли можно рассматривать как процесс, обратный реакции нейтрализации. Так как реакции нейтрализации обычно идут практически до конца, то равновесие реакции гидролиза смещено в сторону реагирующих веществ. Концентрация продуктов гидролиза соли, как правило, мала.

Реакция среды при гидролизе соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, – щелочная (pH>7).

Реакция среды при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, – кислая (рН<7).

Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой

Подобные соли легче других подвергаются гидролизу, так как ионы этих солей одновременно связываются обоими ионами воды с образованием двух слабых электролитов.

Реакция среды в растворах таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания, т.е. водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.

Степень гидролиза

Количественно процесс гидролиза можно характеризовать степенью гидролиза h (%).

Гидролиз солей в большинстве случаев протекает обратимо. Поэтому для процесса гидролиза, как и любого равновесного процесса можно записать выражение константы равновесия. Константа равновесия в данном случае называется константой гидролиза.

Для соли, гидролизующейся по катиону Me⁺ + HOH ⇆ MeOH + H⁺

 

.

 

№13