Дайте определения сильных и слабых. Сильные и слабые электролиты

Которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.

Слабыми электролитами являются:

почти все органические кислоты и вода;
некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO 2 , HNO 2 , HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4 ,H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , H 2 SO 3 и др.;
некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH) 3 , Zn(OH) 2 и др.; а также гидроксид аммония NH 4 OH.

Литература

М. И. Равич-Шербо. В. В. Новиков «Физическая и коллоидная Химия» М: Высшая школа, 1975

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Слабые электролиты" в других словарях:

слабые электролиты - – электролиты, незначительно диссоциирующие в водных растворах на ионы. Процесс диссоциации слабых электролитов обратим и подчиняется закону действующих масс. Общая химия: учебник / А. В. Жолнин … Химические термины

Вещества, обладающие ионной проводимостью; их называют проводниками второго рода прохождение тока через них сопровождается переносом вещества. К электролитам относятся расплавы солей, оксидов или гидроксидов, а также (что встречается значительно… … Энциклопедия Кольера

В широком смысле жидкие или твёрдые в ва и системы, в к рых присутствуют в заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение по ним электрич. тока (ионную проводимость); в узком смысле в ва, распадающиеся в р ре на ионы. При растворении Э.… … Физическая энциклопедия

Электролиты - жидкие или твердые вещества, в которых в результате электролитической диссоциации образуются в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение постоянного электрического тока. Электролиты в растворах… … Энциклопедический словарь по металлургии

В ва, в к рых в заметной концентрации присутствуют ионы, обусловливающие прохождение электрич. тока (ионную проводимость). Э. также наз. проводниками второго рода. В узком смысле слова Э. в ва, молекулы к рых в р ре вследствие электролитической… … Химическая энциклопедия

- (от Электро... и греч. lytos разлагаемый, растворимый) жидкие или твёрдые вещества и системы, в которых присутствуют в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение электрического тока. В узком смысле Э.… … Большая советская энциклопедия

У этого термина существуют и другие значения, см. Диссоциация. Электролитическая диссоциация процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении. Содержание 1 Диссоциация в растворах 2 … Википедия

Электролит вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако само вещество электрический ток не проводит. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований.… … Википедия

Электролит химический термин, обозначающий вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы. Примерами электролитов могут служить кислоты, соли и основания. Электролиты проводники второго рода,… … Википедия

Электролиты классифицируются на две группы в зависимости от степени диссоциации - сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты имеют степень диссоциации больше единицы или больше 30 %, слабые - меньше единицы или меньше 3 %.

Процесс диссоциация

Электролитическая диссоциация - процесс распада молекул на ионы - положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Заряженные частицы переносят электрический ток. Электролитическая диссоциация возможна только в растворах и расплавах.

Движущей силой диссоциации является распад ковалентных полярных связей под действием молекул воды. Полярные молекулы оттягиваются водными молекулами. В твёрдых веществах разрушаются ионные связи в процессе нагревания. Высокие температуры вызывают колебания ионов в узлах кристаллической решётки.

Рис. 1. Процесс диссоциации.

Вещества, которые легко распадаются на ионы в растворах или в расплавах и, следовательно, проводят электрический ток, называются электролитами. Неэлектролиты не проводят электричество, т.к. не распадаются на катионы и анионы.

В зависимости от степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты. Сильные растворяются в воде, т.е. полностью, без возможности восстановления распадаются на ионы. Слабые электролиты распадаются на катионы и анионы частично. Степень их диссоциации меньше, чем у сильных электролитов.

Степень диссоциация показывает долю распавшихся молекул в общей концентрации веществ. Она выражается формулой α = n/N.

Рис. 2. Степень диссоциации.

Слабые электролиты

Список слабых электролитов:

разбавленные и слабые неорганические кислоты - H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , H 3 BO 3 ;
некоторые органические кислоты (большинство органических кислот - неэлектролиты) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
нерастворимые основания - Al(OH) 3 , Cu(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2 ;
гидроксид аммония - NH 4 OH.

Рис. 3. Таблица растворимости.

Реакция диссоциации записывается с помощью ионного уравнения:

HNO 2 ↔ H + + NO 2 – ;
H 2 S ↔ H + + HS – ;
NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH – .

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 – ;
HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2- .

Нерастворимые основания также распадаются поэтапно:

Fe(OH) 3 ↔ Fe(OH) 2 + + OH – ;
Fe(OH) 2 + ↔ FeOH 2+ + OH – ;
FeOH 2+ ↔ Fe 3+ + OH – .

Воду относят к слабым электролитам. Вода практически не проводит электрический ток, т.к. слабо распадается на катионы водорода и анионы гироксид-иона. Образовавшиеся ионы обратно собираются в молекулы воды:

H 2 O ↔ H + + OH – .

Если вода легко проводит электричество, значит, в ней есть примеси. Дистиллированная вода неэлектропроводная.

Диссоциация слабых электролитов обратима. Образовавшиеся ионы вновь собираются в молекулы.

Что мы узнали?

К слабым электролитам относятся вещества, частично распадающиеся на ионы - положительные катионы и отрицательные анионы. Поэтому такие вещества плохо проводят электрический ток. К ним относятся слабые и разбавленные кислоты, нерастворимые основания, малорастворимые соли. Наиболее слабый электролит - вода. Диссоциация слабых электролитов - обратимая реакция.

Соли, их свойства, гидролиз

Ученица 8 класс Б школы № 182

Петрова Полина

Учитель химии:

Харина Екатерина Алексеевна

МОСКВА 2009

В быту мы привыкли иметь дело лишь с одной солью – поваренной, т.е. хлоридом натрия NaCl. Однако в химии солями называют целый класс соединений. Соли можно рассматривать как продукты замещения водорода в кислоте на металл. Поваренную соль, например, можно получить из соляной кислоты по реакции замещения:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H 2 .

кислота соль

Если вместо натрия взять алюминий, образуется другая соль – хлорид алюминия:

2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2

Соли – это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков. Они являются продуктами полного или частичного замещения водорода в кислоте на металл или гидроксильной группы в основании на кислотный остаток. Например, если в серной кислоте H 2 SO 4 заместить на калий один атом водорода, получим соль KHSO 4 , а если два – K 2 SO 4 .

Различают несколько типов солей.

Типы солей	Определение	Примеры солей
Средние	Продукт полного замещения водорода кислоты на металл. Ни атомов Н, ни ОН-групп не содержат.	Na 2 SO 4 сульфат натрия CuCl 2 хлорид меди (II) Ca 3 (PO 4) 2 фосфат кальция Na 2 CO 3 карбонат натрия (кальцинированная сода)
Кислые	Продукт неполного замещения водорода кислоты на металл. Содержат в своем составе атомы водорода. (Они образованны только многоосновными кислотами)	CaHPO 4 гидрофосфат кальция Ca(H 2 PO 4) 2 дигидрофосфат кальция NaHCO 3 гидрокарбонат натрия (питьевая сода)
Основные	Продукт неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Включают ОН-группы. (Образованны только многокислотными основаниями)	Cu(OH)Cl гидроксохлорид меди (II) Ca 5 (PO 4) 3 (OH) гидроксофосфат кальция (CuOH) 2 CO 3 гидроксокарбонат меди (II) (малахит)
Смешанные	Соли двух кислот	Ca(OCl)Cl – хлорная известь
Двойные	Соли двух металлов	K 2 NaPO 4 – ортофосфат дикалия-натрия
Кристаллогидраты	Содержат кристаллизационную воду. При нагревании они обезвоживаются – теряют воду, превращаясь в безводную соль.	CuSO 4 . 5H 2 O – пятиводный сульфат меди(II) (медный купорос) Na 2 CO 3 . 10H 2 O – десятиводный карбонат натрия (сода)

Способы получения солей.

1. Соли можно получить, действуя кислотами на металлы, основные оксиды и основания:

Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2

хлорид цинка

3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

сульфат железа (III)

3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O

нитрат хрома (III)

2. Соли образуются при реакции кислотных оксидов со щелочами, а также кислотных оксидов с основными оксидами:

N 2 O 5 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3) 2 + H 2 O

нитрат кальция

SiO 2 + CaO CaSiO 3

силикат кальция

3. Соли можно получить при взаимодействии солей с кислотами, щелочами, металлами, нелетучими кислотными оксидами и другими солями. Такие реакции протекают при условии выделения газа, выпадения осадка, выделения оксида более слабой кислоты или выделения летучего оксида.

Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4

ортофосфат кальция сульфат кальция

Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4

сульфат железа (III) сульфат натрия

CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu

сульфат меди (II) сульфат железа (II)

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

карбонат кальция силикат кальция

Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3

сульфат хлорид сульфат хлорид

алюминия бария бария алюминия

4. Соли бескислородных кислот образуются при взаимодействии металлов с неметаллами:

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3

хлорид железа (III)

Физические свойства.

Соли – твердые вещества различного цвета. Растворимость в воде их различна. Растворимы все соли азотной и уксусной кислот, а также соли натрия и калия. О растворимости в воде других солей можно узнать из таблицы растворимости.

Химические свойства.

1) Соли реагируют с металлами.

Так как эти реакции протекают в водных растворах, то для опытов нельзя применять Li, Na, K, Ca, Ba и другие активные металлы, которые при обычных условиях реагируют с водой, либо проводить реакции в расплаве.

CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu

Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb

2) Соли реагируют с кислотами. Эти реакции протекают, когда более сильная кислота вытесняет более слабую, при этом выделяется газ или выпадает осадок.

При проведении этих реакций обычно берут сухую соль и действуют концентрированной кислотой.

BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl

Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3

3) Соли реагируют со щелочами в водных растворах.

Это способ получения нерастворимых оснований и щелочей.

FeCl 3 (p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH) 3 + 3NaCl

CuSO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 BaSO 4 + 2NaOH

4) Соли реагируют с солями.

Реакции протекают в растворах и используются для получения практически нерастворимых солей.

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaCl

5) Некоторые соли при нагревании разлагаются.

Характерным примером такой реакции является обжиг известняка, основной составной частью которого является карбонат кальция:

CaCO 3 CaO + CO2 карбонат кальция

1. Некоторые соли способны кристаллизироваться с образованием кристаллогидратов.

Сульфат меди (II) CuSO 4 – кристаллическое вещество белого цвета. При его растворении в воде происходит разогревание и образуется раствор голубого цвета. Выделение теплоты и изменение цвета – это признаки химической реакции. При выпаривании раствора выделяется кристаллогидрат CuSO 4 . 5H 2 O (медный купорос) . Образование этого вещества свидетельствует о том, что сульфат меди (II) реагирует с водой:

CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4 . 5H 2 O + Q

белого цвета сине-голубого цвета

Применение солей.

Большинство солей широко используется в промышленности и в быту. Например, хлорид натрия NaCl, или поваренная соль, незаменим в приготовлении пищи. В промышленности хлорид натрия используется для получения гидроксида натрия, соды NaHCO 3 , хлора, натрия. Соли азотной и ортофосфорной кислот в основном являются минеральными удобрениями. Например, нитрат калия KNO 3 – калийная селитра. Она также входит в состав пороха и других пиротехнических смесей. Соли применяются для получения металлов, кислот, в производстве стекла. Многие средства защиты растений от болезней, вредителей, некоторые лекарственные вещества также относятся к классу солей. Перманганат калия KMnO 4 часто называют марганцовкой. В качестве строительного материала используются известняки и гипс – CaSO 4 . 2H 2 O, который также применяется в медицине.

Растворы и растворимость.

Как уже указывалось ранее, растворимость является важным свойством солей. Растворимость - способность вещества образовывать с другим веществом однородную, устойчивую систему переменного состава, состоящую из двух или большего числа компонентов.

Растворы – это однородные системы, состоящие из молекул растворителя и частиц растворенного вещества.

Так, например, раствор поваренной соли состоит из растворителя – воды, растворенного вещества – ионов Na + ,Cl - .

Ионы (от греч. ión - идущий), электрически заряженные частицы, образующиеся при потере или присоединении электронов (или других заряженных частиц) атомами или группами атомов. Понятие и термин «ион» ввёл в 1834 М. Фарадей, который, изучая действие электрического тока на водные растворы кислот, щелочей и солей, предположил, что электропроводность таких растворов обусловлена движением ионов. Положительно заряженные ионы, движущиеся в растворе к отрицательному полюсу (катоду), Фарадей назвал катионами, а отрицательно заряженные, движущиеся к положительному полюсу (аноду), - анионами.

По степени растворимости в воде вещества делятся на три группы:

1) Хорошо растворимые;

2) Малорастворимые;

3) Практически нерастворимые.

Многие соли хорошо растворимы в воде. При решении вопроса о растворимости в воде других солей придется пользоваться таблицей растворимости.

Хорошо известно, что одни вещества в растворенном или расплавленном виде проводят электрический ток, другие в тех же условиях ток не проводят.

Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и поэтому проводящие электрический ток, называют электролитами .

Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами .

К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли. Сами электролиты электрический ток не проводят. В растворах и расплавах они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток.

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией . Ее содержание сводится к трем следующим положениям:

1) Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные.

2) Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду и называются – катионы, а отрицательно заряженные ионы движутся к аноду и называются – анионами.

3) Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциацией) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

обратимость

Сильные и слабые электролиты.

Для количественной характеристики способности электролита распадаться на ионы введено понятие степени диссоциации (α), т. Е. Отношения числа молекул, распавшихся на ионы, кобщему числу молекул. Например, α = 1 говорит о том, что электролит полностью распался на ионы, а α = 0,2 означает, что продиссоциировала лишь каждая пятая из его молекул. При разбавлении концентрированного раствора, а также при нагревании его электропроводность повышается, так как возрастает степень диссоциации.

В зависимости от величины α электролиты условно делятся на сильные (диссоциируют практически нацело, (α 0,95) средней силы (0,95

Сильными электролитами являются многие минеральные кислоты (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 и др.), щелочи (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 и др.), почти все соли. К слабым принадлежат растворы некоторых минеральных кислот (H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , HCN, HClO), многие органические кислоты (например, уксусная CH 3 COOH), водный раствор аммиака (NH 3 . 2 O), вода, некоторые соли ртути (HgCl 2). К электролитам средней силы часто относят плавиковую HF, ортофосфорную H 3 PO 4 и азотистую HNO 2 кислоты.

Гидролиз солей.

Термин « гидролиз » произошел от греческих слов hidor (вода) и lysis (разложение). Под гидролизом обычно понимают обменную реакцию между веществом и водой. Гидролитические процессы чрезвычайно распространены в окружающей нас природе (как живой, так и неживой), а также широко используются человеком в современных производственных и бытовых технологиях.

Гидролизом соли называется реакция взаимодействия ионов, входящих в состав соли, с водой, которая приводит к образованию слабого электролита и сопровождается изменением среды раствора.

Гидролизу подвергаются три типа солей:

а) соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (CuCl 2 , NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - протекает гидролиз по катиону)

NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +

NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H 2 O + HCl

Реакция среды – кислая.

б) соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (К 2 CO 3 , Na 2 S - протекает гидролиз по аниону)

SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -

K 2 SiO 3 +2H 2 O H 2 SiO 3 +2KOH

Реакция среды – щелочная.

в) соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (NH 4) 2 CO 3 , Fe 2 (CO 3) 3 – протекает гидролиз по катиону и по аниону.

2NH 4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH 3 . H 2 O + H 2 CO 3

(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O 2NH 3 . H 2 O + H 2 CO 3

Часто реакция среды – нейтральная.

г) соли образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, Ba(NO 3) 2) гидролизу не подвержены.

В ряде случаев гидролиз протекает необратимо (как говорят, идет до конца). Так при смешении растворов карбоната натрия и сульфата меди выпадает голубой осадок гидратированной основной соли, которая при нагревании теряет часть кристаллизационной воды и приобретает зеленый цвет – превращается в безводный основный карбонат меди – малахит:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2

При смешении растворов сульфида натрия и хлорида алюминия гидролиз также идет до конца:

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Поэтому Al 2 S 3 нельзя выделить из водного раствора. Эту соль получают из простых веществ.

Различают сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты в растворах практически диссоциированы полностью. К этой группе электролитов относится большинство солей, щелочей и сильных кислот. К слабым электролитам принадлежат слабые кислоты и слабые основания и некоторые соли: хлорид ртути (II), цианид ртути (II), роданид железа (III), иодид кадмия. Растворы сильных электролитов при больших концентрациях обладают значительной электропроводностью, причем она с разбавлением растворов возрастает незначительно.

Растворы слабых электролитов при больших концентрациях отличаются незначительной электропроводностью, сильно увеличивающейся при разбавлении растворов.

При растворении вещества в каком-либо растворителе образуются простые (несольватированные) ионы, нейтральные молекулы растворенного вещества, сольватированные (в водных растворах гидратированные) ионы (например, и т. д.), ионные пары (или ионные двойники), представляющие собой электростатически ассоциированные группы противоположно заряженных ионов (например, ), образование которых наблюдается в подавляющем числе неводных растворов электролитов, комплексные ионы (например, ), сольватированные молекулы и др.

В водных растворах сильных электролитов существуют только простые или сольватированные катионы и анионы. В их растворах нет молекул растворенного вещества. Поэтому неверно предполагать наличие молекул или наличие длительных связей между или и в водном растворе хлорида натрия.

В водных растворах слабых электролитов растворенное вещество может существовать в виде простых и сольватированных (-гидратированных) ионов и недиссоциированных молекул.

В неводных растворах некоторые сильные электролиты (например, ) диссоциированы не полностью даже при умеренно высоких концентрациях. В большинстве органических растворителей наблюдается образование ионных пар противоположно заряженных ионов (нодробнее см. книга 2).

В ряде случаев невозможно провести резкую границу между сильными и слабыми электролитами.

Межионные силы. Под действием межионных сил вокруг каждого свободно движущегося иона группируются, располагаясь симметрично, другие ионы, заряженные обратным знаком, образуя так называемую ионную атмосферу, или ионное облако, замедляющее движение иона в растворе.

Например, в растворе вокруг движущихся ионов калия группируются ионы хлора, а вблизи движущихся ионов хлора создается атмосфера из ионов калия.

Ионы, подвижность которых ослаблена силами межионного протяжения, проявляют в растворах пониженную химическую активность. Это вызывает отклонения в поведении сильных электролитов от классической формы закона действия масс.

Посторонние ионы, присутствующие в растворе данного электролита, также оказывают сильное влияние на подвижность его ионов. Чем выше концентрация, тем значительнее межионное взаимодействие и тем сильнее посторонние ионы влияют на подвижность ионов.

У слабых кислот и оснований связь водорода или гидроксила в их молекулах является в значительной степени не ионной, а ковалентной; поэтому при растворении слабых электролитов в растворителях, отличающихся даоюе большой диэлектрической проницаемостью, большая часть их молекул не распадается на ионы.

Растворы сильных электролитов отличаются от растворов слабых электролитов тем, что в них нет недиссоциированных молекул. Это подтверждается современными физическими и физико-химическими исследованиями. Например, исследование кристаллов сильных электролитов типа рентгенографическим путем подтверждает тот факт, что кристаллические решетки солей построены из ионов.

При растворении в растворителе с большой диэлектрической проницаемостью вокруг ионов образуются сольватные (в воде гидратные) оболочки, препятствующие их соединению в молекулы. Таким образом, поскольку сильные электролиты даже в кристаллическом состоянии не содержат молекул, они тем более не содержат молекул в растворах.

Однако экспериментальным путем найдено, что электропроводность водных растворов сильных электролитов не эквивалентна той электропроводности, которую молено было бы ожидать при -ной диссоциации молекул растворенных электролитов на ионы.

С помощью теории электролитической диссоциаций, предложенной Аррениусом, оказалось невозможным объяснить этот и ряд других фактов. Для их объяснения были выдвинуты новые научные положения.

В настоящее время несоответствие свойств сильных электролитов классической форме закона действия масс может быть объяснено при помощи теории сильных электролитов, предложенной Дебаем и Хюкке-лем. Основная идея этой теории заключается в том, что в растворах между ионами сильных электролитов возникают силы взаимного притяжения. Эти межионные силы вызывают отклонение поведения сильных электролитов от законов идеальных растворов. Наличие этих взаимодействий вызывает взаимное торможение катионов и анионов.

Влияние разбавления на межионное притяжение. Межионное притяжение вызывает отклонения в поведении реальных растворов аналогично тому, как межмолекулярное притяжение в реальных газах влечет за собой отступления их поведения от законов идеальных газов. Чем больше концентрация раствора, тем плотнее ионная атмосфера и тем меньше подвижность ионов, а следовательно, и электропроводность электролитов.

Подобно тому как свойства реального газа при низких давлениях приближаются к свойствам газа идеального, так и свойства растворов сильных электролитов при большом разбавлении приближаются к свойствам идеальных растворов.

Иными словами, в разбавленных растворах расстояния между ионами настолько велики, что испытываемое ионами взаимное притяжение или отталкивание чрезвычайно мало и практически сводится к нулю.

Таким образом, наблюдаемое увеличение электропроводности сильных электролитов при разбавлении их растворов объясняется ослаблением межионных сил притяжения и отталкивания, обусловливающим увеличение скорости движения ионов.

Чем менее диссоциирован электролит и чем более разбавлен раствор, тем меньше межионное электрическое влияние и тем меньше наблюдается отклонений от закона действия масс, и, наоборот, чем больше концентрация раствора, тем больше межионное электрическое влияние и тем больше наблюдается отклонений от закона действия масс.

По указанным выше причинам к водным растворам сильных электролитов, а также к концентрированным водным растворам слабых электролитов нельзя применять закон действия масс в его классической форме.

Все вещества можно разделить на электролиты и неэлектролиты. К электролитам относятся вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток (например, водные растворы или расплавы KCl, H 3 PO 4 , Na 2 CO 3). Вещества неэлектролиты при расплавлении или растворении электрический ток не проводят (сахар, спирт, ацетон и др.).

Электролиты подразделяются на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворах или расплавах полностью диссоциируют на ионы. При написании уравнений химических реакций это подчеркивается стрелкой в одном направлении, например:

HCl→ H + + Cl -

Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

К сильным электролитам относятся вещества с гетерополярной или ионной кристаллической структурой (таблица 1.1).

Таблица 1.1 Сильные электролиты

Слабые электролиты на ионы распадаются лишь частично. Наряду с ионами в расплавах или растворах данных веществ присутствуют в подавляющем большинстве недиссоциированные молекулы. В растворах слабых электролитов параллельно с диссоциацией протекает обратный процесс - ассоциация, т.е соединение ионов в молекулы. При записи уравнения реакции это подчеркивается двумя противоположно направленными стрелками.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

К слабым электролитам относятся вещества с гомеополярным типом кристаллической решетки (таблица 1.2).

Таблица 1.2 Слабые электролиты

Равновесное состояние слабого электролита в водном растворе количественно характеризуют степенью электролитической диссоциации и константой электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации α представляет собой отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита:

Степень диссоциации показывает, какая часть от общего количества растворенного электролита распадается на ионы и зависит от природы электролита и растворителя, а также от концентрации вещества в растворе, имеет безразмерную величину, хотя обыкновенно ее выражают в процентах. При бесконечном разбавлении раствора электролита степень диссоциации приближается к единице, что соответствует полной, 100%-ной, диссоциации молекул растворенного вещества на ионы. Для растворов слабых электролитов α <<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.

В общем виде обратимую химическую реакцию можно представить как:

a A + b B D d D + e E

Скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих частиц в степенях их стехиометрических коэффициентов. Тогда для прямой реакции

V 1 =k 1 [A] a [B] b ,

а скорость обратной реакции

V 2 =k 2 [D] d [Е] е.

В некоторый момент времени скорости прямой и обратной реакции выровняются, т.е.

Такое состояние называют химическим равновесием. Отсюда

k 1 [A] a [B] b = k 2 [D] d [Е] е

Сгруппировав постоянные величины с одной стороны, а переменные- с другой стороны, получим:

Таким образом, для обратимой химической реакции в состоянии равновесия произведение равновесных концентраций продуктов реакции в степенях их стехиометрических коэффициентов, отнесенное к такому же произведению для исходных веществ есть величина постоянная при данных температуре и давлении. Численное значение константы химического равновесия К не зависит от концентрации реагирующих веществ. Например, константу равновесия диссоциации азотистой кислоты в соответствии с законом действия масс можно записать в виде:

HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -

Величину К а называют константой диссоциации кислоты, в данном случае азотистой.

Аналогично выражается и константа диссоциации слабого основания. Например, для реакции диссоциации аммиака:

NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -

Величину К b называют константой диссоциации основания, в данном случае аммиака. Чем выше константа диссоциации электролита, тем сильнее электролит диссоциирует и тем выше концентрации его ионов в растворе при равновесии. Между степенью диссоциации и константой диссоциации слабого электролита существует взаимосвязь:

Это математическое выражение закона разбавления Оствальда: при разбавлении слабого электролита степень его диссоциации увеличивается.Для слабых электролитов при К ≤1∙ 10 -4 и С ≥0,1 моль/л используют упрощенное выражение:

К = α 2 ∙С или α

Пример1 . Вычислите степень диссоциации и концентрацию ионов и [ NH 4 + ] в 0,1 М растворе гидроксида аммония, если К NH 4 OH =1,76∙10 -5

Дано: NH 4 OH

К NH 4 OH =1,76∙10 -5

Решение :

Так как электролит является достаточно слабым (К NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

или 1,33%

Концентрация ионов в растворе бинарного электролита равна C ∙α, так как бинарный электролит ионизирует с образованием одного катиона и одного аниона, то = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (моль/л).

Ответ: α=1,33 %; = [ NH 4 + ]=1,33∙10 -3 моль/л.

Теория сильных электролитов

Сильные электролиты в растворах и расплавах полностью диссоциируют на ионы. Однако экспериментальные исследования электропроводности растворов сильных электролитов показывают, что ее величина несколько занижена по сравнению с той электропроводностью, которая должна бы быть при 100 % диссоциации. Такое несоответствие объясняется теорией сильных электролитов, предложенной Дебаем и Гюккелем. Согласно этой теории, в растворах сильных электролитов между ионами существует электростатическое взаимодействие. Вокруг каждого иона образуется “ионная атмосфера” из ионов противоположного знака заряда, которая тормозит движение ионов в растворе при пропускании постоянного электрического тока. Кроме электростатического взаимодействия ионов, в концентрированных растворах нужно учитывать ассоциацию ионов. Влияние межионных сил создает эффект неполной диссоциации молекул, т.е. кажущейся степени диссоциации. Определенная на опыте величина α всегда несколько ниже истинной α. Например, в 0,1 М растворе Na 2 SO 4 экспериментальная величина α =45 %. Для учета электростатических факторов в растворах сильных электролитов пользуются понятием активности (а). Активностью иона называют эффективную или кажущуюся концентрацию, согласно которой ион действует в растворе. Активность и истинная концентрация связаны между собой выражением:

где f – коэффициент активности, который характеризует степень отклонения системы от идеальной из-за электростатических взаимодействий ионов.

Коэффициенты активности ионов зависят от величины µ, называемой ионной силой раствора. Ионная сила раствора является мерой электростатического взаимодействия всех ионов, присутствующих в растворе и равнаполовине суммы произведений концентраций (с) каждого из присутствующих в растворе ионов на квадрат его зарядового числа (z) :

В разбавленных растворах (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c и коэффициент активности равен 1. Это означает, что электростатические взаимодействия практически отсутствуют. В очень концентрированных растворах (µ>1М) коэффициенты активности ионов могут быть больше единицы. Связь коэффициента активности с ионной силой раствора выражается формулами:

при µ <10 -2

при 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z 2 µ при 0,1<µ <1

Константа равновесия, выраженная через активности, называется термодинамической. Например, для реакции

a A + b B d D + e E

термодинамическая константа имеет вид:

Она зависит от температуры, давления и природы растворителя.

Поскольку активность частицы , то

где К С - концентрационная константа равновесия.

Значение К С зависит не только от температуры, природы растворителя и давления, но и от ионной силы m . Так как термодинамические константы зависят от наименьшего числа факторов то, следовательно, являются наиболее фундаментальными характеристиками равновесия. Поэтому в справочниках приводятся именно термодинамические константы. Величины термодинамических констант некоторых слабых электролитов приведены в приложении данного пособия. =0,024 моль/л.

С ростом заряда иона коэффициент активности и активность иона уменьшается.

Вопросы для самоконтроля:

Что такое идеальная система? Назовите основные причины отклонения реальной системы от идеальной.
Что называют степенью диссоциации электролитов?
Приведите примеры сильных и слабых электролитов.
Какая взаимосвязь существует между константой диссоциации и степенью диссоциации слабого электролита? Выразите её математически.
Что такое активность? Как связаны активность иона и его истинная концентрация?
Что такое коэффициент активности?
Как влияет заряд иона на величину коэффициента активности?
Что такое ионная сила раствора, ее математическое выражение?
Запишите формулы для расчета коэффициентов активности индивидуальных ионов в зависимости от ионной силы раствора.
Сформулируйте закон действия масс и выразите его математически.
Что такое термодинамическая константа равновесия? Какие факторы влияют на ее величину?
Что такое концентрационная константа равновесия? Какие факторы влияют на ее величину?
Как связаны термодинамическая и концентрационная константы равновесия?
В каких пределах могут изменяться величины коэффициента активности?
В чем заключаются основные положения теории сильных электролитов?