Дайте визначення сильних та слабких. Сильні та слабкі електроліти

Які перебувають у динамічній рівновазі з недисоційованими молекулами. До слабких електролітів відноситься більшість органічних кислот і багато органічних основ у водних і неводних розчинах.

Слабкими електролітами є:

майже всі органічні кислоти та вода;
деякі неорганічні кислоти: 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 та ін;
деякі малорозчинні гідроксиди металів: Fe(OH) 3 Zn(OH) 2 та ін; а також гідроксид амонію NH 4 OH.

Література

М. І. Равіч-Шербо. В. В. Новіков «Фізична та колоїдна Хімія» М: Вища школа, 1975

Wikimedia Foundation. 2010 .

Дивитись що таке "Слабкі електроліти" в інших словниках:

слабкі електроліти- – електроліти, які незначно дисоціюють у водних розчинах на іони. Процес дисоціації слабких електролітів звернений і підпорядковується закону мас. Загальна хімія: підручник / А. В. Жолнін … Хімічні терміни

Речовини, що мають іонну провідність; їх називають провідниками другого роду проходження струму через них супроводжується перенесенням речовини. До електролітів належать розплави солей, оксидів або гідроксидів, а також (що зустрічається значно… Енциклопедія Кольєра

У широкому сенсі рідкі або тверді ва і системи, в яких присутні в помітній концентрації іони, що зумовлюють проходження по них електрич. струму (іонну провідність); у вузькому розумінні ва, що розпадаються в р ре на іони. При розчиненні Е. … … Фізична енциклопедія

Електроліти- Рідкі або тверді речовини, в яких в результаті електролітичної дисоціації утворюються в скільки-небудь помітної концентрації іони, що зумовлюють проходження постійного електричного струму. Електроліти в розчинах. Енциклопедичний словник з металургії

У ва, в яких в помітній концентрації присутні іони, що зумовлюють проходження електрич. струму (іонну провідність). е.. також зв. провідниками другого роду. У вузькому значенні слова Е. в ва, молекули яких рих в р ре внаслідок електролітичної ... Хімічна енциклопедія

- (від Електро ... і грец. lytos розкладається, розчинний) рідкі або тверді речовини і системи, в яких присутні в скільки помітної концентрації іони, що зумовлюють проходження електричного струму. У вузькому значенні Е.… … Велика Радянська Енциклопедія

Цей термін має й інші значення, див. Дисоціація. Електролітична дисоціація - процес розпаду електроліту на іони при його розчиненні або плавленні. Зміст 1 Дисоціація в розчинах 2 … Вікіпедія

Електроліт - речовина, розплав або розчин якої проводить електричний струм внаслідок дисоціації на іони, проте сама речовина електричний струм не проводить. Прикладами електролітів можуть бути розчини кислот, солей і основ.

Електроліт хімічний термін, що означає речовину, розплав або розчин якої проводить електричний струм внаслідок дисоціації на іони. Прикладами електролітів можуть служити кислоти, солі та основи. Електроліти провідники другого роду, ... Вікіпедія

Електроліти класифікуються на дві групи залежно від ступеня дисоціації – сильні та слабкі електроліти. Сильні електроліти мають ступінь дисоціації більше одиниці або більше 30%, слабкі – менше одиниці або менше 3%.

Процес дисоціації

Електролітична дисоціація – процес розпаду молекул на іони – позитивно заряджені катіони та негативно заряджені аніони. Заряджені частинки переносять електричний струм. Електролітична дисоціація можлива лише в розчинах та розплавах.

Рушійною силою дисоціації є розпад ковалентних полярних зв'язків під впливом молекул води. Полярні молекули відтягуються водяними молекулами. У твердих речовинах руйнуються іонні зв'язки у процесі нагрівання. Високі температури викликають коливання іонів у вузлах кристалічних ґрат.

Рис. 1. Процес дисоціації.

Речовини, які легко розпадаються на іони в розчинах або розплавах і, отже, проводять електричний струм, називаються електролітами. Неелектроліт не проводять електрику, т.к. не розпадаються на катіони та аніони.

Залежно від ступеня дисоціації розрізняють сильні та слабкі електроліти. Сильні розчиняються у питній воді, тобто. повністю, без можливості відновлення, розпадаються на іони. Слабкі електроліти розпадаються на катіони та аніони частково. Ступінь їх дисоціації менший, ніж у сильних електролітів.

Ступінь дисоціації показує частку розпалися молекул у загальній концентрації речовин. Вона виражається формулою = n/N.

Рис. 2. Ступінь дисоціації.

Слабкі електроліти

Список слабких електролітів:

розведені та слабкі неорганічні кислоти - H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , H 3 BO 3 ;
деякі органічні кислоти (більшість органічних кислот - неелектроліти) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
нерозчинні основи - Al(OH) 3 , Cu(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2 ;
гідроксид амонію - NH 4 OH.

Рис. 3. Таблиця розчинності.

Реакція дисоціації записується за допомогою іонного рівняння:

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

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто:

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

Нерозчинні основи також розпадаються поетапно:

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

Воду відносять до слабких електролітів. Вода мало проводить електричний струм, т.к. слабо розпадається на катіони водню та аніони гіроксид-іону. Іони, що утворилися, назад збираються в молекули води:

H 2 O ↔ H + + OH – .

Якщо вода легко проводить електрику, то в ній є домішки. Дистильована неелектропровідна вода.

Дисоціація слабких електролітів оборотна. Іони, що утворилися, знову збираються в молекули.

Що ми дізналися?

До слабких електролітів відносяться речовини, що частково розпадаються на іони - позитивні катіони та негативні аніони. Тому такі речовини погано проводять електричний струм. До них відносяться слабкі та розведені кислоти, нерозчинні основи, малорозчинні солі. Найбільш слабкий електроліт – вода. Дисоціація слабких електролітів – оборотна реакція.

Солі, їх властивості, гідроліз

Учениця 8 клас Б школи №182

Петрова Поліна

Вчитель хімії:

Харина Катерина Олексіївна

МОСКВА 2009

У побуті ми звикли мати справу з однією сіллю – кухонної, тобто. хлоридом натрію NaCl. Однак у хімії солями називають цілий клас сполук. Солі можна як продукти заміщення водню в кислоті на метал. Поварену сіль, наприклад, можна отримати із соляної кислоти за реакцією заміщення:

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

кислота сіль

Якщо замість натрію взяти алюміній, утворюється інша сіль – хлорид алюмінію:

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

Солі– це складні речовини, які з атомів металів і кислотних залишків. Вони є продуктами повного або часткового заміщення водню в кислоті на метал або гідроксильної групи в основі кислотного залишку. Наприклад, якщо в сірчаній кислоті H 2 SO 4 замістити на калій один атом водню, отримаємо сіль KHSO 4 якщо два - K 2 SO 4 .

Розрізняють кілька типів солей.

Типи солей	Визначення	Приклади солей
Середні	Продукт повного заміщення водню кислоти на метал. Ні атомів Н, ні ОН-груп не містять.	Na 2 SO 4 сульфат натрію CuCl 2 хлорид міді (II) Ca 3 (PO 4) 2 фосфат кальцію Na 2 CO 3 карбонат натрію (кальцинована сода)
Кислі	Продукт неповного заміщення водню кислоти на метал. Містять у своєму складі атоми водню. (Вони утворені лише багатоосновними кислотами)	CaHPO 4 гідрофосфат кальцію Ca(H 2 PO 4) 2 дигідрофосфат кальцію NaHCO 3 гідрокарбонат натрію (питна сода)
Основні	Продукт неповного заміщення гідроксогруп основи на кислотний залишок. Включають ОН-групи. (Утворені лише багатокислотними основами)	Cu(OH)Cl гідроксохлорид міді (II) Ca 5 (PO 4) 3 (OH) гідроксофосфат кальцію (CuOH) 2 CO 3 гідроксокарбонат міді (II) (малахіт)
Змішані	Солі двох кислот	Ca(OCl)Cl – хлорне вапно
Подвійні	Солі двох металів	K 2 NaPO 4 – ортофосфат дикалію-натрію
Кристаллогідрати	Містять кристалізаційну воду. При нагріванні вони зневоднюються – втрачають воду, перетворюючись на безводну сіль.	CuSO 4 . 5H 2 O – п'ятиводний сульфат міді(II) (мідний купорос) Na 2 CO 3 . 10H 2 O – десятиводний карбонат натрію (сода)

Способи одержання солей.

1. Солі можна отримати, діючи кислотами на метали, основні оксиди та основи:

Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2

хлорид цинку

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

сульфат заліза (III)

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

нітрат хрому (III)

2. Солі утворюються при реакції кислотних оксидів із лугами, а також кислотних оксидів із основними оксидами:

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

нітрат кальцію

SiO 2 + CaO CaSiO 3

силікат кальцію

3. Солі можна одержати при взаємодії солей із кислотами, лугами, металами, нелетючими кислотними оксидами та іншими солями. Такі реакції протікають за умови виділення газу, випадання осаду, виділення оксиду слабкішої кислоти або виділення летючого оксиду.

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

ортофосфат кальцію сульфат кальцію

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

сульфат заліза (III) сульфат натрію

CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu

сульфат міді (II) сульфат заліза (II)

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

карбонат кальцію силікат кальцію

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

сульфат хлорид сульфат хлорид

алюмінію барію барію алюмінію

4. Солі безкисневих кислот утворюються при взаємодії металів з неметалами:

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3

хлорид заліза (III)

Фізичні властивості.

Солі – тверді речовини різного кольору. Розчинність у воді їх різна. Розчинні всі солі азотної та оцтової кислот, а також солі натрію та калію. Про розчинність у воді інших солей можна дізнатися з таблиці розчинності.

Хімічні властивості.

1) Солі реагують із металами.

Так як ці реакції протікають у водних розчинах, то для дослідів не можна застосовувати Li, Na, K, Ca, Ba та інші активні метали, які за звичайних умов реагують з водою або проводити реакції в розплаві.

CuSO 4+Zn ZnSO 4+Cu

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

2) Солі реагують із кислотами. Ці реакції протікають, коли сильніша кислота витісняє слабшу, у своїй виділяється газ чи випадає осад.

При проведенні цих реакцій зазвичай беруть суху сіль та діють концентрованою кислотою.

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

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

3) Солі реагують із лугами у водних розчинах.

Це спосіб отримання нерозчинних основ та лугів.

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) Солі реагують із солями.

Реакції протікають у розчинах і використовуються для одержання практично нерозчинних солей.

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

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

5) Деякі солі при нагріванні розкладаються.

Характерним прикладом такої реакції є випалювання вапняку, основною складовою якого є карбонат кальцію:

CaCO 3 CaO + CO2 карбонат кальцію

1. Деякі солі здатні кристалізуватися з утворенням кристалогідратів.

Сульфат міді (II) CuSO 4 – кристалічна речовина білого кольору. При його розчиненні у воді відбувається розігрівання та утворюється розчин блакитного кольору. Виділення теплоти та зміна кольору – це ознаки хімічної реакції. При випарюванні розчину виділяється кристалогідрат CuSO 4 . 5H 2 O (мідний купорос) . Утворення цієї речовини свідчить про те, що сульфат міді (II) реагує з водою:

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

білого кольору синьо-блакитного кольору

Застосування солей.

Більшість солей широко використовується у промисловості та у побуті. Наприклад, хлорид натрію NaCl, або кухонна сіль, незамінний у приготуванні їжі. У промисловості хлорид натрію використовується отримання гідроксиду натрію, соди NaHCO 3 , хлору, натрію. Солі азотної та ортофосфорної кислот в основному є мінеральними добривами. Наприклад, нітрат калію KNO 3 – калійна селітра. Вона також входить до складу пороху та інших піротехнічних сумішей. Солі застосовуються для одержання металів, кислот, у виробництві скла. Багато засобів захисту рослин від хвороб, шкідників, деякі лікарські речовини також відносяться до класу солей. Перманганат калію KMnO4 часто називають марганцівкою. Як будівельний матеріал використовуються вапняки та гіпс - CaSO 4 . 2H 2 O, який також застосовується у медицині.

Розчини та розчинність.

Як зазначалося раніше, розчинність є важливою властивістю солей. Розчинність - здатність речовини утворювати з іншою речовиною однорідну, стійку систему змінного складу, що складається з двох або більшої кількості компонентів.

Розчини– це однорідні системи, що складаються з молекул розчинника та частинок розчиненої речовини.

Приміром, розчин кухонної солі складається з розчинника – води, розчиненої речовини – іонів Na + ,Cl - .

Іони(від грец. Іон - що йде), електрично заряджені частинки, що утворюються при втраті або приєднанні електронів (або інших заряджених частинок) атомами або групами атомів. Поняття та термін «іон» запровадив у 1834 р. М. Фарадей, який, вивчаючи дію електричного струму на водні розчини кислот, лугів та солей, припустив, що електропровідність таких розчинів обумовлена рухом іонів. Позитивно заряджені іони, що рухаються в розчині до негативного полюса (катоду), Фарадей назвав катіонами, а негативно заряджені, що рухаються до позитивного полюса (аноду) - аніонами.

За ступенем розчинності у воді речовини поділяються на три групи:

1) Добре розчинні;

2) Малорозчинні;

3) Практично нерозчинні.

Багато солі добре розчиняються у воді. При вирішенні питання про розчинність у воді інших солей доведеться скористатися таблицею розчинності.

Добре відомо, що одні речовини в розчиненому або розплавленому вигляді проводять електричний струм, інші в тих умовах струм не проводять.

Речовини, що розпадаються на іони в розчинах або розплавах і тому проводять електричний струм, називають електролітами.

Речовини, які в тих же умовах на іони не розпадаються та електричний струм не проводять, називаються неелектролітами.

До електролітів відносяться кислоти, основи та майже всі солі. Самі електроліти електричного струму не проводять. У розчинах і розплавах вони розпадаються на іони, завдяки чому протікає струм.

Розпад електролітів на іони при розчиненні їх у воді називається електролітичною дисоціацією. Її зміст зводиться до трьох таких положень:

1) Електроліти при розчиненні у воді розпадаються (дисоціюють) на іони – позитивні та негативні.

2) Під дією електричного струму іони набувають направленого руху: позитивно заряджені іони рухаються до катода і називаються – катіони, а негативно заряджені іони рухаються до анода і називаються – аніонами.

3) Дисоціація – оборотний процес: паралельно із розпадом молекул на іони (дисоціацією) протікає процес з'єднання іонів (асоціація).

оборотність

Сильні та слабкі електроліти.

Для кількісної характеристики здатності електроліту розпадатися на іони введено поняття ступеня дисоціації (α), т . е.Відносини числа молекул, що розпалися на іони, до загального числа молекул. Наприклад, α = 1 говорить про те, що електроліт повністю розпався на іони, а α = 0,2 означає, що продісоціювала лише кожна п'ята з молекул. При розведенні концентрованого розчину, і навіть під час нагрівання його електропровідність підвищується, оскільки зростає ступінь дисоціації.

Залежно від величини α електроліти умовно поділяються на сильні (дисоціюють практично націло, (α 0,95) середньої сили (0,95)

Сильними електролітами є багато мінеральні кислоти (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 та ін), луги (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 та ін), майже всі солі. До слабких належать розчини деяких мінеральних кислот (H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , HCN, HClO), багато органічних кислот (наприклад, оцтова CH 3 COOH), водний розчин аміаку (NH 3 . 2 O), вода, деякі солі ртуті (HgCl2). До електролітів середньої сили часто відносять плавикову HF, ортофосфорну H 3 PO 4 і азотисту HNO 2 кислоти.

Гідроліз солей.

Термін «гідроліз» походить від грецьких слів hidor (вода) та lysis (розкладання). Під гідролізом зазвичай розуміють обмінну реакцію між речовиною та водою. Гідролітичні процеси надзвичайно поширені в навколишній природі (як живої, так і неживої), а також широко використовуються людиною в сучасних виробничих та побутових технологіях.

Гідролізом солі називається реакція взаємодії іонів, що входять до складу солі, з водою, що призводить до утворення слабкого електроліту та супроводжується зміною середовища розчину.

Гідролізу піддаються три типи солей:

а) солі, утворені слабкою основою та сильною кислотою (CuCl 2 , NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - протікає гідроліз по катіону)

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

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

Реакція середовища – кисла.

б) солі, утворені сильною основою та слабкою кислотою (К 2 CO 3 , Na 2 S - протікає гідроліз по аніону)

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

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

Реакція середовища – лужна.

в) солі, утворені слабкою основою та слабкою кислотою (NH 4) 2 CO 3 , Fe 2 (CO 3) 3 – протікає гідроліз по катіону та аніону.

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 реакція середовища – нейтральна.

г) солі утворені сильною основою і сильною кислотою (NaCl, Ba(NO 3) 2) гідролізу не схильні.

У ряді випадків гідроліз протікає безповоротно (як кажуть, йде до кінця). Так при змішуванні розчинів карбонату натрію та сульфату міді випадає блакитний осад гідратованої основної солі, яка при нагріванні втрачає частину кристалізаційної води і набуває зеленого кольору – перетворюється на безводний основний карбонат міді – малахіт:

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

При змішуванні розчинів сульфіду натрію та хлориду алюмінію гідроліз також йде до кінця:

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

Тому Al2S3 не можна виділити з водного розчину. Цю сіль одержують із простих речовин.

Розрізняють сильні та слабкі електроліти. Сильні електроліти у розчинах практично дисоційовані повністю. До цієї групи електролітів відноситься більшість солей, лугів та сильних кислот. До слабких електролітів належать слабкі кислоти та слабкі основи та деякі солі: хлорид ртуті (II), ціанід ртуті (II), роданід заліза (III), йодид кадмію. Розчини сильних електролітів при великих концентраціях мають значну електропровідність, причому вона з розведенням розчинів зростає незначно.

Розчини слабких електролітів при великих концентраціях відрізняються незначною електропровідністю, яка сильно збільшується при розведенні розчинів.

При розчиненні речовини в будь-якому розчиннику утворюються прості (несольватовані) іони, нейтральні молекули розчиненої речовини, сольватовані (у водних розчинах гідратовані) іони (наприклад, і т. д.), іонні пари (або іонні двійники), що є електростатично асоційованими. групи протилежно заряджених іонів (наприклад, ), утворення яких спостерігається в переважній кількості неводних розчинів електролітів, комплексні іони (наприклад, ), сольватовані молекули та ін.

У водних розчинах сильних електролітів існують лише прості або сольватовані катіони та аніони. У розчинах немає молекул розчиненої речовини. Тому невірно припускати наявність молекул або наявність тривалих зв'язків між або у водному розчині хлориду натрію.

У водних розчинах слабких електролітів розчинена речовина може існувати у вигляді простих та сольватованих (-гідратованих) іонів та недисоційованих молекул.

У неводних розчинах деякі сильні електроліти (наприклад,) дисоційовані не повністю навіть при помірно високих концентраціях. У більшості органічних розчинників спостерігається утворення іонних пар протилежно заряджених іонів (детальніше див. Книга 2).

У ряді випадків неможливо провести різку межу між сильними та слабкими електролітами.

Межійні сили. Під дією міжіонних сил навколо кожного іона, що вільно рухається, групуються, розташовуючись симетрично, інші іони, заряджені зворотним знаком, утворюючи так звану іонну атмосферу, або іонна хмара, що уповільнює рух іона в розчині.

Наприклад, у розчині навколо іонів калію, що рухаються, групуються іони хлору, а поблизу іонів хлору, що рухаються, створюється атмосфера з іонів калію.

Іони, рухливість яких ослаблена силами міжіонного протягу, виявляють у розчинах знижену хімічну активність. Це викликає відхилення у поведінці сильних електролітів від класичної форми закону дії мас.

Сторонні іони, присутні у розчині даного електроліту, також сильно впливають на рухливість його іонів. Чим вища концентрація, тим значніша міжіонна взаємодія і тим сильніші сторонні іони впливають на рухливість іонів.

У слабких кислот і основ зв'язок водню або гідроксилу в їх молекулах є значною мірою не іонним, а ковалентним; тому при розчиненні слабких електролітів в розчинниках, що відрізняються даною великою діелектричною проникністю, більша частина їх молекул не розпадається на іони.

Розчини сильних електролітів відрізняються від розчинів слабких електролітів тим, що не мають недисоційованих молекул. Це підтверджується сучасними фізичними та фізико-хімічними дослідженнями. Наприклад, дослідження кристалів сильних електролітів типу рентгенографічним шляхом підтверджує той факт, що кристалічні ґрати солей побудовані з іонів.

При розчиненні в розчиннику з великою діелектричною проникністю навколо іонів утворюються сольватні (у воді гідратні) оболонки, що перешкоджають їх з'єднанню молекули. Таким чином, оскільки сильні електроліти навіть у кристалічному стані не містять молекул, вони не містять молекул у розчинах.

Однак експериментальним шляхом знайдено, що електропровідність водних розчинів сильних електролітів не еквівалентна тієї електропровідності, яку можна було б очікувати при-ної дисоціації молекул розчинених електролітів на іони.

За допомогою теорії електролітичної дисоціацій, запропонованої Арреніусом, виявилося неможливим пояснити цей та низку інших фактів. Для їх пояснення було висунуто нові наукові положення.

Нині невідповідність властивостей сильних електролітів класичної формі закону дії мас можна пояснити з допомогою теорії сильних електролітів, запропонованої Дебаєм і Хюкке-лем. Основна ідея цієї теорії у тому, що у розчинах між іонами сильних електролітів виникають сили взаємного тяжіння. Ці міжіонні сили спричиняють відхилення поведінки сильних електролітів від законів ідеальних розчинів. Наявність цих взаємодій викликає взаємне гальмування катіонів та аніонів.

Вплив розведення на міжіонне тяжіння. Межионное тяжіння викликає відхилення у поведінці реальних розчинів аналогічно тому, як міжмолекулярне тяжіння у реальних газах тягне у себе відступу їхньої поведінки від законів ідеальних газів. Чим більша концентрація розчину, тим щільніша іонна атмосфера і тим менша рухливість іонів, а отже, і електропровідність електролітів.

Подібно до того, як властивості реального газу при низьких тисках наближаються до властивостей ідеального газу, так і властивості розчинів сильних електролітів при великому розведенні наближаються до властивостей ідеальних розчинів.

Іншими словами, в розведених розчинах відстані між іонами настільки великі, що взаємне тяжіння або відштовхування, що випробовується іонами, надзвичайно мало і практично зводиться до нуля.

Таким чином, збільшення електропровідності сильних електролітів, що спостерігається, при розведенні їх розчинів пояснюється ослабленням міжіонних сил тяжіння і відштовхування, що обумовлює збільшення швидкості руху іонів.

Чим менш дисоційований електроліт і чим більший розбавлений розчин, тим менший міжіонний електричний вплив і тим менше спостерігається відхилень від закону дії мас, і, навпаки, чим більше концентрація розчину, тим більше міжіонний електричний вплив і тим більше спостерігається відхилень від закону дії мас.

За вказаними вище причини до водних розчинів сильних електролітів, а також до концентрованих водних розчинів слабких електролітів не можна застосовувати закон дії мас у його класичній формі.

Усі речовини можна розділити на електроліти та неелектроліти. До електролітів відносяться речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм (наприклад, водні розчини або розплави KCl, H 3 PO 4 Na 2 CO 3 ). Речовини неелектроліти при розплавленні чи розчиненні електричний струм не проводять (цукор, спирт, ацетон та ін.).

Електроліти поділяються на сильні та слабкі. Сильні електроліти у розчинах або розплавах повністю дисоціюють на іони. При написанні рівнянь хімічних реакцій підкреслюється стрілкою в одному напрямку, наприклад:

HCl→ H + + Cl -

Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

До сильних електролітів належать речовини з гетерополярною чи іонною кристалічною структурою (таблиця 1.1).

Таблиця 1.1 Сильні електроліти

Слабкі електроліти на іони розпадаються лише частково. Поряд з іонами в розплавах або розчинах цих речовин присутні у переважній більшості недисоційовані молекули. У розчинах слабких електролітів паралельно з дисоціацією протікає зворотний процес - асоціація, тобто з'єднання іонів у молекули. При записі рівняння реакції підкреслюється двома протилежно спрямованими стрілками.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

До слабких електролітів належать речовини з гомеополярним типом кристалічних ґрат (таблиця 1.2).

Таблиця 1.2 Слабкі електроліти

Рівноважний стан слабкого електроліту у водному розчині кількісно характеризують ступенем електролітичної дисоціації та константою електролітичної дисоціації.

Ступінь електролітичної дисоціації α є відношенням числа молекул, що розпалися на іони, до загального числа молекул розчиненого електроліту:

Ступінь дисоціації показує, яка частина від загальної кількості розчиненого електроліту розпадається на іони і залежить від природи електроліту та розчинника, а також від концентрації речовини в розчині, має безрозмірну величину, хоча зазвичай її виражають у відсотках. При нескінченному розведенні розчину електроліту ступінь дисоціації наближається до одиниці, що відповідає повній, 100%-ній дисоціації молекул розчиненої речовини на іони. Для розчинів слабких електролітів 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.

У загальному вигляді оборотну хімічну реакцію можна як:

a A + b B D d D+ e E

Швидкість реакції прямо пропорційна добутку концентрації частинок реагуючих в ступенях їх стехіометричних коефіцієнтів. Тоді для прямої реакції

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

а швидкість зворотної реакції

V 2 = k 2 [D] d[Е] е.

У певний час швидкості прямий і зворотної реакції вирівняються, тобто.

Такий стан називають хімічною рівновагою. Звідси

k 1 [A] a[B] b=k 2 [D] d[Е] е

Згрупувавши постійні величини з одного боку, а змінні-з іншого боку, отримаємо:

Таким чином, для оборотної хімічної реакції в стані рівноваги добуток рівноважних концентрацій продуктів реакції в ступенях їх стехіометричних коефіцієнтів, віднесене до такого ж твору для вихідних речовин є постійна величина при даних температурі і тиску. Чисельне значення константи хімічної рівноваги Доне залежить від концентрації речовин, що реагують. Наприклад, константу рівноваги дисоціації азотистої кислоти відповідно до закону дії мас можна записати у вигляді:

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

Величину Каназивають константою дисоціації кислоти, у разі азотистої.

Аналогічно виражається і константа дисоціації слабкої основи. Наприклад, для реакції дисоціації аміаку:

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

Величину До bназивають константою дисоціації підстави, у разі аміаку. Чим вище константа дисоціації електроліту, тим сильніше електроліт дисоціює і тим вище концентрації його іонів у розчині при рівновазі. Між ступенем дисоціації та константою дисоціації слабкого електроліту існує взаємозв'язок:

Це математичний вираз закону розведення Оствальда: при розведенні слабкого електроліту ступінь його дисоціації збільшується. До≤1∙ 10 -4 та З≥0,1 моль/л використовують спрощений вираз:

До= α 2 ∙Забо α

Приклад1. Обчисліть ступінь дисоціації та концентрацію іонів і [ NH 4 + ] в 0,1 М розчині гідроксиду амонію, якщо До NH 4 OH =1,76∙10 -5

Дано: NH 4 OH

До NH 4 OH =1,76∙10 -5

Рішення:

Оскільки електроліт є досить слабким ( До NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

або 1,33%

Концентрація іонів у розчині бінарного електроліту дорівнює C∙α, оскільки бінарний електроліт іонізує з утворенням одного катіону та одного аніону, то = [NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (моль/л).

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

Теорія сильних електролітів

Сильні електроліти в розчинах та розплавах повністю дисоціюють на іони. Однак експериментальні дослідження електропровідності розчинів сильних електролітів показують, що її величина дещо занижена в порівнянні з електропровідністю, яка повинна бути при 100% дисоціації. Така невідповідність пояснюється теорією сильних електролітів, запропонованою Дебаєм та Гюккелем. Відповідно до цієї теорії, у розчинах сильних електролітів між іонами існує електростатична взаємодія. Навколо кожного іона утворюється “іонна атмосфера” з іонів протилежного знаку заряду, що гальмує рух іонів у розчині під час пропускання постійного електричного струму. Крім електростатичної взаємодії іонів, у концентрованих розчинах слід враховувати асоціацію іонів. Вплив межионных сил створює ефект неповної дисоціації молекул, тобто. здається ступеня дисоціації. Визначена на досвіді величина завжди трохи нижче істинної α. Наприклад, у 0,1 М розчині Na 2 SO 4 експериментальна величина =45 %. Для обліку електростатичних факторів у розчинах сильних електролітів користуються поняттям активності (а).Активністю іона називають ефективну або уявну концентрацію, згідно з якою іон діє в розчині. Активність та справжня концентрація пов'язані між собою виразом:

де f –коефіцієнт активності, що характеризує ступінь відхилення системи від ідеальної через електростатичні взаємодії іонів.

Коефіцієнти активності іонів залежать від величини µ, що називається іонною силою розчину. Іонна сила розчину є мірою електростатичної взаємодії всіх іонів, присутніх у розчині та дорівнює половині суми творів концентрацій (с)кожного з присутніх у розчині іонів на квадрат його зарядового числа (z):

У розведених розчинах (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 = cкоефіцієнт активності дорівнює 1. Це означає, що електростатичні взаємодії практично відсутні. У дуже концентрованих розчинах (µ>1М) коефіцієнти активності іонів можуть бути більшими за одиницю. Зв'язок коефіцієнта активності з іонною силою розчину виражається формулами:

при µ <10 -2

при 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z 2 µпри 0,1<µ <1

Константа рівноваги, виражена через активність, називається термодинамічної. Наприклад, для реакції

a A + b B d D+ e E

термодинамічна константа має вигляд:

Вона залежить від температури, тиску та природи розчинника.

Оскільки активність частки, то

де ДоС – концентраційна константа рівноваги.

Значення ДоЗ залежить не тільки від температури, природи розчинника та тиску, а й від іонної сили m. Оскільки термодинамічні константи залежить від найменшого числа чинників то, отже, є найбільш фундаментальними характеристиками рівноваги. Тому у довідниках наводяться саме термодинамічні константи. Величини термодинамічних констант деяких слабких електролітів наведено у додатку цього посібника. = 0,024 моль/л.

Зі зростанням заряду іона коефіцієнт активності та активність іона зменшується.

Запитання для самоконтролю:

Що таке бездоганна система? Назвіть основні причини відхилення реальної системи від ідеальної.
Що називають ступенем дисоціації електролітів?
Наведіть приклади сильних та слабких електролітів.
Який взаємозв'язок існує між константою дисоціації та ступенем дисоціації слабкого електроліту? Виразіть її математично.
Що таке активність? Як пов'язані активність іона та його справжня концентрація?
Що таке коефіцієнт активності?
Як впливає заряд іона величину коефіцієнта активності?
Що таке іонна сила розчину, її математичний вираз?
Запишіть формули розрахунку коефіцієнтів активності індивідуальних іонів залежно від іонної сили розчину.
Сформулюйте закон дії мас і висловіть його математично.
Що таке термодинамічна константа рівноваги? Які чинники впливають її величину?
Що таке концентраційна константа рівноваги? Які чинники впливають її величину?
Як пов'язані термодинамічна та концентраційна константи рівноваги?
У яких межах можуть змінюватись величини коефіцієнта активності?
У чому полягають основні тези теорії сильних електролітів?