Лекция
Это продолжение увлекательной статьи про электролитическая диссоциация веществ.
...
vertical-align:baseline">3 в полтора раза больше числа молекул паров воды.
Вероятность ассоциации ионов снижается при уменьшении концентрации электролита, а следовательно, степень диссоциации в разбавленных растворах больше, чем в концентрированных. Это означает, что степень диссоциации зависит не только от природы вещества, но и от концентрации электролита.
В зависимости от численного значения α электролиты условно делятся на сильные и слабые.
Сильные электролиты — это химические соединения, которые в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации α сильных электролитов близка к 1.
К сильным электролитам относятся растворимые ионные соединения и некоторые вещества с ковалентным полярным типом связи; в их случае практически отсутствует процесс ассоциации образовавшихся ионов. Поэтому в уравнениях, отражающих электролитическую диссоциацию, вместо знака равенства ставят стрелку в одном направлении. В качестве примеров приведем уравнения диссоциации растворимых солей (а), щелочей (б) и сильных кислот (в) — H2SO4, HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3:
Степень диссоциации слабых электролитов составляет, как правило, менее 5 %. К слабым электролитам относится вода (
), а также:
Слабые электролиты — химические соединения, которые даже в разбавленных растворах незначительно диссоциируют на ионы. Ионы слабых электролитов находятся в подвижном равновесии с молекулами, которые не продиссоциировали, или с веществом немолекулярного строения, которое не растворилось.
Диссоциацию слабых электролитов отображают уравнением распада со стрелками в двух направлениях: 
.
Провести четкую границу между сильными и слабыми кислотами довольно трудно. Принято считать слабой кислотой плавиковую (HF), хотя она в разбавленных растворах диссоциирует на 8–25 %. Фосфорную H3PO4, сернистую H2SO3 и щавелевую HOOC—COOH кислоты также считают слабыми. По первой ступени диссоциации они диссоциируют на 10–30 % в концентрированных растворах и более 50 % — в разбавленных.
Например, в разбавленном растворе H3PO4 диссоциирует согласно уравнению:
Степень диссоциации по этой ступени может достигать 50 %. На каждой последующей ступени степень диссоциации значительно уменьшается, а диссоциация протекает согласно уравнениям:
Уменьшение степени диссоциации связано с усилением взаимодействия ионов водорода 
c кислотными остатками в ряду 
, 
и 
.
Степень диссоциации α обычно определяют экспериментальным путем по электропроводности раствора.
Диссоциация слабых электролитов как обратимая реакция подчиняется принципу Ле Шателье. Так, образующиеся на первой ступени диссоциации катионы H+ согласно принципу Ле Шателье сдвигают равновесие реакции диссоциации на второй и третьей ступени влево. Тем самым уменьшается степень диссоциации анионов 
и 
и концентрация анионов и 
соответственно.
Как правило, на каждой последующей ступени степень диссоциации уменьшается.
В растворе H3PO4 с молярной концентрацией 1 моль/дм3 доли молекул H3PO4 и образовавшихся на разных стадиях анионов 
, и составляют:
| H3PO4 | H+ | |
|
|
| 92 % | ~8 % | ~8 % | ~6 · 10–6 % | ~10–16 % |
Все многоосновные слабые кислоты диссоциируют практически только по первой ступени. Рассмотрим еще один пример диссоциации слабой сероводородной кислоты. На первой ступени небольшая часть молекул H2S диссоциирует с образованием ионов водорода и гидросульфид-ионов, на второй — из гидросульфид-ионов образуются сульфид-ионы:
H2S 
H+ + HS–;
HS– H+ + S2–.
Диссоциация по второй ступени протекает значительно слабее, так как:
Электролиты — это вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток.
Процесс диссоциации молекулярных соединений с ковалентными полярными связями отличается от процесса диссоциации ионных соединений наличием стадии поляризации молекул и разрыва ковалентной связи.
По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты.
Степень диссоциации зависит не только от природы веществ, но и от концентрации растворов, и увеличивается с их разбавлением.
Вопросы, задания, задачи
1. Почему соли проводят электрический ток после плавления?
2. Чем отличается электрический ток в металлах от электрического тока в растворах или расплавах электролитов?
3. Составьте уравнения диссоциации следующих веществ: KHCO3, HClO4, Sr(OH)2, LiOH, КHSO4, NH4H2PO4, HNO2.
4. Почему электролитическая диссоциация в растворах протекает самопроизвольно?
5. Сопоставьте окислительную и восстановительную способности:
6. Почему для анионов большинства многооснóвных кислот, например , 
, 
, 
, диссоциация по второй ступени протекает слабее, чем по первой? Как изменится степень диссоциации при добавлении ионов водорода в растворы этих кислот?
7. В водном растворе содержится фтороводород количеством 50 моль. Чему равно суммарное число ионов, образовавшихся при его диссоциации, если α(HF) = 9 %?
8. Определите суммарное количество катионов и анионов соли в растворе, содержащем сульфат натрия массой 2,84 г.
9. Чему равна молярная концентрация катионов H+ в водном растворе уксусной кислоты объемом 4 дм3, если степень диссоциации кислоты равна 2,6 %, а масса кислоты — 6 г?
10. В растворе объемом 2,5 дм3 масса Ba(OH)2 равна 14 г. Вычислите молярную концентрацию ионов OH– в данном растворе.
*Самоконтроль
1. Диссоциация как NaCl, так и HCl включает:
2. Ион F– отличается от атома фтора F:
3. В растворе некоторой соли содержится 2 моль катионов и 3 моль анионов. Этой солью может быть:
4. Уравнения диссоциации слабых электролитов:
2H++ 
; H+ + ОH–; С6Н5О– + Н+;5. В растворе азотистой кислоты число непродиссоциировавших молекул в 4 раза больше числа продиссоциировавших. Степень диссоциации кислоты равна:
К началу XIX века естествоиспытатели установили, что все растворы можно разделить на две большие группы — непроводящие электрический ток и проводящие его. Немецкий физик Г. С. Ом выявил, что растворы-проводники проводят ток по тем же законам, что и металлы-проводники. Английский физик М. Фарадей изучил явление электролиза и установил его основные законы. Наблюдаемые в растворах явления и закономерности в 1887 году объяснил шведский ученый Сванте Аррениус, предложивший теорию электролитической диссоциации. Ее сущность можно выразить следующим образом:
электролиты распадаются на ионы в расплавах под действием высокой температуры, а в растворах вследствие взаимодействия с растворителем (рис. 56).
Процесс распада электролита на ионы называют электролитической диссоциацией.
В твердом состоянии большинство ионных и молекулярных соединений — это диэлектрики, не проводящие ток. Так, электропроводность твердого NaCl в 1000 млрд раз меньше, чем у металлов или графита. В то же время водные растворы электролитов проводят ток вследствие того, что ионные и многие молекулярные соединения под влиянием полярных молекул воды при растворении распадаются (диссоциируют) на катионы и анионы.
Электролит — это вещество, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на катионы и анионы в расплаве или в растворе.
Электропроводность электролитов обусловлена подвижностью катионов и анионов в расплавах и растворах.
К электролитам относятся соли, щелочи, кислоты, то есть соединения с ионной или ковалентной полярной химической связью.
Диссоциация соединений с ионным типом связи
Ионные кристаллы состоят из катионов и анионов, связанных между собой силами электростатического взаимодействия в упорядоченную кристаллическую структуру. Под воздействием полярных молекул воды происходит разрушение ионных кристаллов и их растворение с образованием гидратов ионов (рис. 57).
Изучите рисунок 57 и обратите внимание на относительный размер катионов Na+, анионов Cl–, молекул воды, а также знаки частичных зарядов на атомах H и O в молекуле воды. Обратите внимание на то, каким атомом молекула воды повернута к катиону Na+, а каким — к аниону Cl–. Почему молекула воды ориентирована к катиону Na+ атомом кислорода, а к аниону Cl– — атомом водорода?
Особенностью диссоциации ионных соединений (солей и щелочей) является то, что эти вещества уже состоят из ионов и полярные молекулы воды только разделяют катионы и анионы. Затрата энергии на диссоциацию компенсируется выделением энергии при гидратации ионов, и в целом процесс протекает самопроизвольно.
Являясь хорошо растворимыми в воде основаниями, щелочи диссоциируют в водных растворах на гидроксид-анионы и катионы металла:
В результате диссоциации солей в воде их ионные кристаллы распадаются на катионы металлов (или аммония) и анионы кислотных остатков:
Диссоциация соединений с ковалентным полярным типом связи
Большинство органических и неорганических кислот растворимы в воде и являются электролитами. В кислотах атомы водорода связаны ковалентными полярными связями с атомами кислотных остатков. В полярных молекулах готовых ионов нет. Рассмотрим процесс диссоциации кислот на примере молекулы 
.
Вначале полярные молекулы кислоты притягиваются к полярным молекулам воды и еще больше поляризуются.
Образуются водородные связи между молекулами кислоты и воды (рис. 58).
Затем ковалентная полярная связь 
удлиняется и становится менее прочной. В результате она разрывается, то есть происходит образование ионов:
продолжение следует...
Часть 1 5.25. Электролитическая диссоциация веществ в растворах
Часть 2 Вопросы, задания, задачи - 5.25. Электролитическая диссоциация веществ в растворах
Часть 3 - 5.25. Электролитическая диссоциация веществ в растворах
Часть 4 - 5.25. Электролитическая диссоциация веществ в растворах
Часть 5 - 5.25. Электролитическая диссоциация веществ в растворах
Ответы на вопросы для самопроверки пишите в комментариях, мы проверим, или же задавайте свой вопрос по данной теме.
Комментарии