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

Дисоціація електроліту кількісно характеризується ступенем дисоціації. Ступінь дисоціації a–це відношення числа молекул, що дисоціюються на іони N дис.,до загального числа молекул розчиненого електроліту N :

a =

a- Частка молекул електроліту, що розпалися на іони.

Ступінь дисоціації електроліту залежить багатьох чинників: природи електроліту, природи розчинника, концентрації розчину, температури.

За здатністю до дисоціації електроліти умовно поділяють на сильні та слабкі. Електроліти, які у розчині існують лише у вигляді іонів, прийнято називати сильними . Електроліти, які у розчиненому стані знаходяться частково у вигляді молекул та частково у вигляді іонів, називаються слабкими .

До сильних електролітів відносяться майже всі солі, деякі кислоти: H 2 SO 4 HNO 3 HCl, HI, HClO 4 гідроксиди лужних і лужноземельних металів (див. дод., табл. 6).

Процес дисоціації сильних електролітів триває остаточно:

HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,

й у рівняннях дисоціації ставляться знаки рівності.

Стосовно сильних електролітів поняття «ступінь дисоціації» має умовний характер. « Здається» ступінь диссоціації (aкаж) нижче за істинну (див. дод., табл. 6). Зі збільшенням концентрації сильного електроліту у розчині посилюється взаємодія різноіменно заряджених іонів. За достатнього наближення один до одного вони утворюють асоціати. Іони у яких розділені шарами полярних молекул води, які оточують кожен іон. Це позначається зменшенні електропровідності розчину, тобто. створюється ефект неповної дисоціації.

Для врахування цього ефекту введено коефіцієнт активності g, який зменшується зі зростанням концентрації розчину, змінюючись у межах від 0 до 1. Для кількісного опису властивостей розчинів сильних електролітів користуються величиною, яка називається активністю (a).

Під активністю іона розуміють ту ефективну концентрацію його, відповідно до якої він діє при хімічних реакціях.

Активність іона ( a) дорівнює його молярної концентрації ( З), помноженої на коефіцієнт активності (g):

а = g З.

Використання активності замість концентрації дозволяє застосовувати до розчинів закономірності, встановлені для ідеальних розчинів.

До слабких електролітів відносяться деякі мінеральні (HNO 2 , H 2 SO 3 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, H 3 PO 4) і більшість органічних кислот (СН 3 СООН, Н 2 С 2 Про 4 та ін.) , гідроксид амонію NH 4 OH і всі малорозчинні у воді основи, органічні аміни.

Дисоціація слабких електролітів оборотна. У розчинах слабких електролітів встановлюється рівновага між іонами та недисоційованими молекулами. У відповідних рівняннях дисоціації встановлюється знак оборотності («). Наприклад, рівняння дисоціації слабкої оцтової кислоти записується так:

CH 3 COOH CH 3 COO - + H + .

У розчині слабкого бінарного електроліту ( КА) встановлюється наступна рівновага, що характеризується константою рівноваги, яка називається константою дисоціації Дод:

КА « К + + А - ,

.

Якщо в 1 л розчину розчинено Змолей електроліту КАі ступінь дисоціації дорівнює a, отже, продісоціювало aСмолей електроліту і утворилося кожного іона по aСмолей. У недисоційованому стані залишається ( З – aС) молей КА.

КА «К++ А-.

С - aС aС aС

Тоді константа дисоціації дорівнюватиме:

(6.1)

Оскільки константа дисоціації залежить від концентрації, то виведене співвідношення висловлює залежність ступеня дисоціації слабкого бінарного електроліту з його концентрації. З рівняння (6.1) видно, зменшення концентрації слабкого електроліту в розчині призводить до зростання ступеня його дисоціації. Рівняння (6.1) виражає закон розведення Оствальда .

Для дуже слабких електролітів (при a<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

Дод a 2 C, або a»(6.2)

Константа дисоціації кожного електроліту постійна при цій температурі, вона залежить від концентрації розчину і характеризує здатність електроліту розпадатися на іони. Чим вище К д, тим більше електроліт дисоціює на іони. Константи дисоціації слабких електролітів зведені до таблиць (див. дод., табл. 3).

Вимірювання ступеня дисоціації різних електролітів показало, що окремі електроліти при однаковій нормальній концентрації розчинів дисоціюють на іони дуже по-різному.

Особливо велика різниця у значеннях ступеня дисоціації кислот. Наприклад, азотна та соляна кислоти в 0,1 н. розчини майже повністю розпадаються на іони; вугільна ж, синильна та інші кислоти дисоціюють при тих же умовах лише незначною мірою.

З розчинних у воді основ (лугів) слабо дисоціюючим є гідрат окису амонію, інші луги добре дисоціюють. Усі солі, за невеликим винятком, також добре дисоціюють на іони.

Відмінність у значеннях ступеня дисоціації окремих кислот визначається характером валентного зв'язку між атомами, що утворюють їх молекули. Чим більш полярна зв'язок між воднем та іншою частиною молекули, тим легше відщеплюється, тим сильніше дисоціюватиме кислота.

Електроліти, що добре дисоціюють на іони, отримали назву сильних електролітів, на відміну від слабких електролітів, що утворюють у водних розчинах лише незначне число іонів. Розчини сильних електролітів зберігають високу електропровідність навіть за дуже великих концентраціях. Навпаки, електропровідність розчинів слабких електролітів швидко знижується зі збільшенням концентрації. до сильних електролітів належать такі кислоти, як соляна, азотна, сірчана та деякі інші, потім луги (крім NH 4 OH) та майже всі солі.

Багатооонові кислоти та багатокислотні основи дисоціюють східчасто. Так, наприклад, молекули сірчаної кислоти в першу чергу дисоціюють за рівнянням

H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 ‘

або точніше:

H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 ‘

Відщеплення другого іона водню за рівнянням

HSO 4 ⇄ H + SO 4 »

або

HSO 4 ' + H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 »

йде вже значно важче, тому що йому доводиться долати тяжіння з боку двозарядного іона SO 4», який, звичайно, притягує до себе іон водню сильніше, ніж однозарядний іон HSO 4 '. Тому другий ступінь дисоціації або, як кажуть, вторинна дисоціація відбувається в набагато меншомуступеня, ніж первинна, і у звичайних розчинах сірчаної кислоти міститься лише невелика кількість іонів SO 4 »

Фосфорна кислота Н 3 РО 4 дисоціює в три ступені:

H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 ‘

H 2 PO 4 ⇄ H + HPO 4 »

HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »’

Молекули Н 3 РO 4 сильно дисоціюють на іони Н та Н 2 РО 4 '. Іони H 2 PO 4 ' поводяться, як слабкіша кислота, і дисоціюють на H і HPO 4 » меншою мірою. Іони ж НРО 4 » дисоціюють, як дуже слабка кислота, і майже не дають іонів Н

та PO 4 »’

Підстави, що містять більше однієї гідроксильної групи в молекулі, теж дисоціюють східчасто. Наприклад:

(ОН) 2 ⇄ ВОН + ВІН’

ВОН ⇄ + ВІН’

Що стосується солей, нормальні солі завжди дисоціюють на іони металів та кислотних залишків. Наприклад:

СаСl 2 ⇄ Са + 2Сl' Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + SO 4 »

Кислі солі, подібно до багатоосновних кислот, дисоціюють східчасто. Наприклад:

NaHCO 3 ⇄ Na + НСО 3 ‘

HCO 3 ⇄ H + CO 3 »

Однак по другому ступені дуже мала, так що розчин кислої солі містить лише незначну кількість іонів водню.

Основні солі дисоціюють на іони основних та кислотних залишків. Наприклад:

Fe(OH)Cl 2 ⇄ FeOH + 2Сl»

Вторинної дисоціації іонів основних залишків на іони металу та гідроксилу майже не відбувається.

У табл. 11 наведено числові значення ступеня дисоціації деяких кислот, основ і солей 0 , 1 н. розчинах.

Зі збільшенням концентрації зменшується. Тому в концентрованих розчинах навіть сильні кислоти дисоційовані порівняно слабо. Для

Таблиця 11

Кислот, основ і солей 0,1 н.розчинах при 18°

Електроліт	Формула	Ступінь дисоціації та в %
Кислоти
Соляна	HCl	92
Бромистоводнева	НВr	92
Йодистоводнева	HJ	. 92
Азотна	HNO 3	92
Сірчана	H 2 SO 4	58
Сірчиста	H 2 SO 3	34
Фосфорна	H 3 PO 4	27
Фтористоводнева	HF	8,5
Оцтова	CH 3 COOH	1,3
Кутова	H 2 CO 3	0,17
Сірководнева	H 2 S	0,07
Синільна	HCN	0,01
Борна	H 3 BO 3	0,01
Підстави
Гідроксид барію	(OH) 2	92
Їдке калі	кін	89
Їдкий натр	NaON	84
Гідроксид амонію	NH 4 OH	1,3
Солі
Хлористий	КСl	86
Хлористий амоній	NH4Cl	85
Хлористий	NaCl	84
Азотнокислий	KNO 3	83
	AgNO 3	81
Оцтовокислий	NaCH 3 COO	79
Хлористий	ZnCl 2	73
Сірчанокислий	Na 2 SO 4	69
Сірчанокислий	ZnSO 4	40
Сірчанокисла

Сильні та слабкі електроліти

У розчинах деяких електролітів дисоціюють лише частину молекул. Для кількісної характеристики сили електроліту було запроваджено поняття ступеня дисоціації. Відношення числа молекул, що дисоціюються на іони, до загального числа молекул розчиненої речовини називається ступенем дисоціації a.

де С - концентрація продісоційованих молекул, моль/л;

0 - вихідна концентрація розчину, моль/л.

За величиною ступеня дисоціації всі електроліти поділяються на сильні та слабкі. До сильних електролітів належать ті, ступінь дисоціації яких більший за 30% (a > 0,3). До них відносяться:

· Сильні кислоти (H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI);

· Розчинні гідроксиди, крім NH 4 OH;

· Розчинні солі.

Електролітична дисоціація сильних електролітів протікає безповоротно

HNO 3 ® H++ NO-3.

Слабкі електроліти мають ступінь дисоціації менше 2% (a< 0,02). К ним относятся:

· слабкі неорганічні кислоти (Н 2 3 , Н 2 S, НNO 2 , HCN, H 2 SiO 3 та ін) і всі органічні, наприклад, оцтова кислота (CH 3 COOH);

· нерозчинні гідроксиди, а також розчинний гідроксид NH 4 OH;

· Нерозчинні солі.

Електроліти із проміжними значеннями ступеня дисоціації називають електролітами середньої сили.

Ступінь дисоціації (a) залежить від наступних факторів:

від природи електроліту, тобто типу хімічних зв'язків; дисоціація найлегше відбувається за місцем найбільш полярних зв'язків;

від природи розчинника - що полярніше останній, то легше йде у ньому процес дисоціації;

від температури – підвищення температури посилює дисоціацію;

від концентрації розчину - при розведенні розчину дисоціація також зростає.

Як приклад залежності ступеня дисоціації від характеру хімічних зв'язків розглянемо дисоціацію гідросульфату натрію (NaHSO 4), молекулі якого є такі типи зв'язків: 1-іонна; 2 – полярна ковалентна; 3 - зв'язок між атомами сірки та кисню малополярний. Найбільш легко відбувається розрив за місцем іонного зв'язку (1):

Na 1 O 3 O S 3 H 2 O O

1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4 , 2. потім за місцем полярного зв'язку меншою мірою: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4 . 3. кислотний залишок на іони не дисоціює.

Ступінь дисоціації електроліту залежить від природи розчинника. Наприклад, HCl сильно дисоціює у воді, слабше в етанолі C 2 H 5 OH, майже не дисоціює у бензолі, в якому практично не проводить електричного струму. Розчинники з високою діелектричною проникністю (e) поляризують молекули розчиненої речовини та утворюють з ними сольватовані (гідратовані) іони. При 25 0 e(H 2 O) =78,5, e(C 2 H 5 OH) = 24,2, e(C 6 H 6) = 2,27.

У розчинах слабких електролітів процес дисоціації протікає оборотно і, отже, до рівноваги у розчині між молекулами та іонами застосовні закони хімічної рівноваги. Так, для дисоціації оцтової кислоти

CH 3 COOH CH 3 COO - + H + .

Константа рівноваги К з визначатиметься як

До с = К д = СCH 3 COO - · С H + / СCH 3 COOH.

Константу рівноваги (К с) для процесу дисоціації називають константою дисоціації (К д). Її значення залежить від природи електроліту, розчинника та від температури, але від концентрації електроліту в розчині вона не залежить. Константа дисоціації є важливою характеристикою слабких електролітів, оскільки вона вказує на міцність їх молекул у розчині. Чим менше константа дисоціації, тим слабше дисоціює електроліт і тим стійкіше його молекули. Враховуючи, що ступінь дисоціації на відміну константи дисоціації змінюються з концентрацією розчину, необхідно знайти зв'язок між К д і a. Якщо вихідну концентрацію розчину прийняти рівною С, а ступінь дисоціації, що відповідає цій концентрації a, то число продісоційованих молекул оцтової кислоти дорівнюватиме a · С.

СCH 3 COO - = С H + = a · С,

тоді концентрація молекул, що не розпалися, оцтової кислоти дорівнюватиме (С - a · С) або С(1- a · С). Звідси

К д = aС · a С / (З - a · С) = a 2 С / (1-a). (1)

Рівняння (1) виражає закон розведення Оствальда. Для дуже слабких електролітів a<<1, то приближенно К @ a 2 С и

a = (К/С). (2)

Як видно з формули (2), із зменшенням концентрації розчину електроліту (при розведенні) ступінь дисоціації збільшується.

Слабкі електроліти дисоціюють сходами, наприклад:

1 ступінь H 2 С 3 « H + + НСO - 3 ,

2 ступінь НСO-3 «H++ СO2-3.

Такі електроліти характеризуються декількома константами – залежно від числа ступенів розпаду на іони. Для вугільної кислоти

До 1 = Сн + · СНСО - 2 / СН 2 3 = 4,45×10 -7 ; До 2 = Сн + · ССО 2-3 / СНСО - 3 = 4,7 × 10 -11 .

Як видно, розпад на іони вугільної кислоти визначається головним чином першою стадією, а друга може проявлятися тільки при великому розведенні розчину.

Сумарній рівновазі H 2 С 3 « 2H + + С 2 - 3 відповідає сумарна константа дисоціації

Кд = С 2 н + · ССО 2-3 / СН 2 СО 3 .

Величини До 1 і К 2 пов'язані один з одним співвідношенням

К д = К 1 · К 2.

Аналогічно східчасто дисоціюють основи багатовалентних металів. Наприклад, двом ступеням дисоціації гідроксиду міді.

Cu(OH) 2 « CuOH + + OH - ,

CuOH + « Cu 2+ + OH -

відповідають константи дисоціації

До 1 = СCuOH + СОН - / СCu (OH) 2 і К 2 = Сcu 2 + СОН - / СCuOH + .

Оскільки сильні електроліти дисоційовані в розчині націло, сам термін константи дисоціації їм позбавлений змісту.

Дисоціація різних класів електролітів

З погляду теорії електролітичної дисоціації кислотою називається речовина, при дисоціації якого як катіон утворюється тільки гідратований іон водню Н 3 О (або просто Н +).

Підставоюназивається речовина, яка у водному розчині як аніон утворює гідроксид-іони ВІН - і ніяких інших аніонів.

Відповідно до теорії Бренстеда, кислота – це донор протонів, а основа – акцептор протонів.

Сила основ як сила кислот залежить від величини константи дисоціації. Чим більше константа дисоціації, тим сильніший електроліт.

Існують гідроксиди, здатні вступати у взаємодію та утворювати солі не тільки з кислотами, але й з основами. Такі гідроксиди називаються амфотерними. До них відносяться Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Al(OH) 3. Властивості їх обумовлені тим, що вони слабко дисоціюють за типом кислот і за типом основ

H++ RO - « ROH « R++ OН -.

Ця рівновага пояснюється тим, що міцність зв'язку між металом та киснем незначно відрізняється від міцності зв'язку між киснем та воднем. Тому при взаємодії гідроксиду берилію з соляною кислотою виходить хлорид берилію.

Be(OH) 2 + HCl = BeCl 2 + 2H 2 O ,

а при взаємодії з гідроксидом натрію - берилату натрію

Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

Соліможна визначити як електроліти, які в розчині дисоціюють з утворенням катіонів, відмінних від катіонів водню, та аніонів, відмінних від гідроксид-іонів.

Середні солі, одержувані при повному заміщенні іонів водню відповідних кислот на катіони металу (або NH + 4), повністю дисоціюють Na 2 SO 4 « 2Na + + SO 2- 4 .

Кислі солідисоціюють по сходах

1 ступінь NaHSO 4 « Na + + HSO - 4 ,

2 ступінь HSO - 4 « H + + SO 2-4 .

Ступенем дисоціації по 1-му ступені більше, ніж по 2-му ступені, причому, чим слабша кислота, тим менше ступінь дисоціації по 2-му ступені.

Основні солі,одержувані при неповному заміщенні гідроксид-іонів на кислотні залишки, дисоціюють також по сходах:

1 ступінь (CuОH) 2 SO 4 « 2 CuОH + + SO 2- 4 ,

2 ступінь CuОH + «Cu 2+ + OH - .

Основні солі слабких основ дисоціюють в основному по 1-му ступені.

Комплексні солі,містять комплексний комплексний іон, що зберігає свою стабільність при розчиненні, дисоціюють на комплексний іон та іони зовнішньої сфери.

K 3 « 3K + + 3 - ,

SO 4 2+ + SO 2 - 4 .

У центрі комплексного іона знаходиться атом – комплексоутворювач. Цю роль зазвичай виконують іони металу. Поблизу комплексоутворювачів розташовані (координовані) полярні молекули чи іони, котрий іноді ті й інші разом, їх називають лігандами.Комплексоутворювач разом із лігандами становить внутрішню сферу комплексу. Іони, далеко розташовані від комплексоутворювача, менш міцно пов'язані з ним, знаходяться у зовнішньому середовищі комплексної сполуки. Внутрішню сферу зазвичай укладають у квадратні дужки. Число, що показує кількість лігандів у внутрішній сфері, називається координаційним. Хімічні зв'язки між комплексними та простими іонами у процесі електролітичної дисоціації порівняно легко розриваються. Зв'язки, що призводять до утворення комплексних іонів, одержали назву донорно-акцепторних зв'язків.

Іони зовнішньої сфери легко відщеплюються від комплексного іона. Ця дисоціація називається первинною. Оборотний розпад внутрішньої сфери відбувається значно важче і носить назву вторинної дисоціації

Cl « + + Cl - - первинна дисоціація,

+ « Ag + +2 NH 3 – вторинна дисоціація.

вторинна дисоціація, як дисоціація слабкого електроліту, характеризується константою нестійкості

До нест. = × 2 / [+] = 6,8 × 10-8.

Константи нестійкості (К нест.) різних електролітів є мірою стійкості комплексу. Чим менше До нест. тим стійкіший комплекс.

Так, серед однотипних сполук:

-	+	+	+
До нест = 1,3×10 -3	До нест =6,8×10 -8	До нест =1×10 -13	До нест =1×10 -21

стійкість комплексу зростає при переході від - до +.

Значення константи нестійкості наводять у довідниках з хімії. За допомогою цих величин можна передбачити перебіг реакцій між комплексними сполуками при сильній відмінності констант нестійкості. Реакція піде у бік утворення комплексу з меншою константою нестійкості.

Комплексна сіль із малостійким комплексним іоном називається подвійний сіллю. Подвійні солі, на відміну від комплексних, дисоціюють на всі іони, що входять до їхнього складу. Наприклад:

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 2- 4 ,

NH 4 Fe(SO 4) 2 « NH 4 + + Fe 3+ + 2SO 2-4 .

РОЗЧИНИ
ТЕОРІЯ ЕЛЕКТРОЛІТИЧНОЇ ДИССОЦІАЦІЇ

ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ
ЕЛЕКТРОЛІТИ І НЕЕЛЕКТРОЛІТИ

Теорія електролітичної дисоціації

(С. Арреніус, 1887р.)

1. При розчиненні у воді (або розплавленні) електроліти розпадаються на позитивно та негативно заряджені іони (зазнають електролітичної дисоціації).

2. Під дією електричного струму катіони (+) рухаються до катода (-), а аніони (-) – до анода (+).

3. Електролітична дисоціація – процес оборотний (зворотна реакція називається моляризацією).

4. Ступінь електролітичної дисоціації ( a ) залежить від природи електроліту та розчинника, температури та концентрації. Вона показує відношення числа молекул, що розпалися на іони ( n ) до загального числа молекул, введених у розчин ( N).

a = n/N 0< a <1

Механізм електролітичної дисоціації іонних речовин

При розчиненні сполук з іонними зв'язками (наприклад, NaCl ) процес гідратації починається з орієнтації диполів води навколо всіх виступів та граней кристалів солі.

Орієнтуючись навколо іонів кристалічних ґрат, молекули води утворюють із нею або водневі, чи донорно-акцепторные зв'язку. У цьому процесі виділяється велика кількість енергії, що називається енергією гідратації.

Енергія гідратації, величина якої порівнянна з енергією кристалічних ґрат, йде на руйнування кристалічних ґрат. При цьому гідратовані іони шар за шаром переходять у розчинник і, перемішуючись з молекулами, утворюють розчин.

Механізм електролітичної дисоціації полярних речовин

Аналогічно дисоціюють і речовини, молекули яких утворені на кшталт полярного ковалентного зв'язку (полярні молекули). Навколо кожної полярної молекули речовини (наприклад, HCl ), певним чином орієнтуються диполі води. Внаслідок взаємодії з диполями води полярна молекула ще більше поляризується і перетворюється на іонну, далі вже легко утворюються вільні гідратовані іони.

Електроліти та неелектроліти

Електролітична дисоціація речовин, що йде з утворенням вільних іонів, пояснює електричну провідність розчинів.

Процес електролітичної дисоціації прийнято записувати як схеми, не розкриваючи його механізму і опускаючи розчинник ( H 2 O ), хоча він є основним учасником.

CaCl 2 « Ca 2+ + 2Cl -

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 « H + + NO 3 -

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

З електронейтральності молекул випливає, що сумарний заряд катіонів і аніонів повинен дорівнювати нулю.

Наприклад, для

Al 2 (SO 4) 3 -–2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO 4) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

Сильні електроліти

Це речовини, що при розчиненні у воді практично повністю розпадаються на іони. Як правило, до сильних електролітів належать речовини з іонними або сильно полярними зв'язками: всі добре розчинні солі, сильні кислоти ( HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3 ) та сильні підстави ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2).

У розчині сильного електроліту розчинена речовина знаходиться в основному у вигляді іонів (катіонів та аніонів); недисоційовані молекули практично відсутні.

Слабкі електроліти

Речовини, що частково дисоціюють на іони. Розчини слабких електролітів поруч із іонами містять недисоційовані молекули. Слабкі електроліти не можуть дати великої концентрації іонів у розчині.

До слабких електролітів належать:

1) майже всі органічні кислоти ( CH 3 COOH , C 2 H 5 COOH та ін);

2) деякі неорганічні кислоти ( H 2 CO 3 , H 2 S та ін);

3) майже всі малорозчинні у воді солі, основи та гідроксид амонію(Ca 3 (PO 4 ) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH 4 OH);

4) вода.

Вони погано (чи майже проводять) електричний струм.

СH 3 COOH «CH 3 COO - + H +

Cu (OH ) 2 « [ CuOH ] + + OH - (перший ступінь)

[ CuOH ] + « Cu 2+ + OH - (другий ступінь)

H 2 CO 3 H + + HCO - (перший ступінь)

HCO 3 - « H + + CO 3 2- (другий ступінь)

Неелектроліти

Речовини, водні розчини та розплави яких не проводять електричний струм. Вони містять ковалентні неполярні чи малополярні зв'язки, які розпадаються на іони.

Електричний струм не проводять гази, тверді речовини (неметали), органічні сполуки (цукроза, бензин, спирт).

Ступінь дисоціації. Константа дисоціації

Концентрація іонів у розчинах залежить від того, наскільки повно цей електроліт дисоціює на іони. У розчинах сильних електролітів, дисоціацію яких можна вважати повною, концентрацію іонів легко визначити за концентрацією (c) та складу молекули електроліту (стехіометричним індексам),наприклад:

Концентрації іонів у розчинах слабких електролітів якісно характеризують ступенем та константою дисоціації.

Ступінь дисоціації (a) - Відношення числа молекул, що розпалися на іони ( n ) до загального числа розчинених молекул ( N):

a = n/N

і виявляється у частках одиниці чи % ( a = 0,3 - умовна межа поділу на сильні та слабкі електроліти).

приклад

Визначте мольну концентрацію катіонів та аніонів у 0,01 М розчинах KBr, NH 4 OH, Ba(OH) 2 , H 2 SO 4 та CH 3 COOH.

Ступінь дисоціації слабких електролітів a = 0,3.

Рішення

KBr , Ba (OH ) 2 та H 2 SO 4 - сильні електроліти, що дисоціюють повністю(a = 1).

KBr « K + + Br -

0,01 M

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

0,01 M

0,02 M

H 2 SO 4 « 2H + + SO 4

0,02 M

[SO 4 2-] = 0,01 M

NH 4 OH та CH 3 COOH – слабкі електроліти(a = 0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 М

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[ H + ] = [ CH 3 COO - ] = 0,3 0,01 = 0,003 M

Ступінь дисоціації залежить від концентрації розчину слабкого електроліту. При розведенні водою ступінь дисоціації завжди зростає, т.к. збільшується кількість молекул розчинника ( H 2 O ) одну молекулу розчиненої речовини. За принципом Ле Шательє рівновага електролітичної дисоціації у разі має зміститися у бік освіти продуктів, тобто. гідратованих іонів.

Ступінь електролітичної дисоціації залежить від температури розчину. Зазвичай зі збільшенням температури ступінь дисоціації зростає, т.к. активуються зв'язки в молекулах, вони стають рухливішими і легше іонізуються. Концентрацію іонів у розчині слабкого електроліту можна розрахувати, знаючи ступінь дисоціаціїaта вихідну концентрацію речовиниcу розчині.

приклад

Визначте концентрацію недисоційованих молекул та іонів у 0,1 М розчину NH 4 OH якщо ступінь дисоціації дорівнює 0,01.

Рішення

Концентрації молекул NH 4 OH , які до моменту рівноваги розпадуться на іони, дорівнюватимеac. Концентрація іонів NH 4 - і OH - - дорівнюватиме концентрації продісоційованих молекул і дорівнюєac(відповідно до рівняння електролітичної дисоціації)

NH 4 OH		NH 4+		OH -
c - a c

A c = 0,01 0,1 = 0,001 моль/л

[ NH 4 OH ] = c - a c = 0,1 - 0,001 = 0,099 моль / л

Константа дисоціації ( K D ) - відношення добутку рівноважних концентрацій іонів у ступеня відповідних стехіометричних коефіцієнтів до концентрації недисоційованих молекул.

Вона є константою рівноваги процесу електролітичної дисоціації; характеризує здатність речовини розпадатися на іони: що вище K D тим більше концентрація іонів у розчині.

Дисоціації слабких багатоосновних кислот або багатокислотних основ протікають сходами, відповідно для кожного ступеня існує своя константа дисоціації:

Перший ступінь:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

K D 1 = () / = 7,1 10 -3

Другий ступінь:

H 2 PO 4 - «H + + HPO 4 2-

K D 2 = () / = 6,2 10 -8

Третій ступінь:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

K D 3 = () / = 5,0 10 -13

K D 1 > K D 2 > K D 3

приклад

Отримайте рівняння, яке зв'язує ступінь електролітичної дисоціації слабкого електроліту ( a ) з константою дисоціації (закон розведення Оствальда) для слабкої одноосновної кислотиНА.

HA « H + + A +

K D = () /

Якщо загальну концентрацію слабкого електроліту позначитиc, то рівноважні концентраціїН + та A - рівні ac, а концентрація недисоційованих молекулНА - (c - a c) = c (1 - a)

K D = (a c a c) / c (1 - a) = a 2 c / (1 - a)

У разі дуже слабких електролітів ( a £ 0,01)

K D = c a 2 або a = \ é (K D / c )

приклад

Обчисліть ступінь дисоціації оцтової кислоти та концентрацію іонів H + у 0,1 M розчині, якщо K D (CH 3 COOH ) = 1,85 10 -5

Рішення

Скористаємося законом розведення Оствальда

\ é (K D / c ) = \ é((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 або a = 1,36%

[H + ] = a c = 0,0136 0,1 моль/л

Твір розчинності

Визначення

Помістимо в хімічну склянку якусь важкорозчинну сіль,наприклад, AgCl і додамо до осаду дистильованої води. При цьому іони Ag + та Cl - , Випробовуючи тяжіння з боку навколишніх диполів води, поступово відриваються від кристалів і переходять в розчин. Зіткнувшись у розчині, іони Ag + та Cl - утворюють молекули AgCl і осідають на поверхні кристалів. Таким чином, в системі відбуваються два взаємно протилежні процеси, що призводить до динамічної рівноваги, коли в одиницю часу в розчин переходить стільки ж іонів Ag + та Cl - , скільки їх осідає. Нагромадження іонів Ag + та Cl - у розчині припиняється, виходить насичений розчин. Отже, ми розглядатимемо систему, в якій є осад важкорозчинної солі в дотику з насиченим розчином цієї солі. При цьому відбуваються два взаємно протилежні процеси:

1) Перехід іонів з осаду розчин. Швидкість цього процесу можна вважати постійною за незмінної температури: V 1 = K 1;

2) Осадження іонів із розчину. Швидкість цього процесу V 2 залежить від концентрації іонів Ag + та Cl - . За законом дії мас:

V 2 = k 2

Так як дана система перебуває в стані рівноваги, то

V 1 = V 2

k 2 = k 1

K 2 / k 1 = const (при T = const)

Таким чином, добуток концентрацій іонів у насиченому розчині важкорозчинного електроліту при постійній температурі є постійною величиною. Ця величина називаєтьсятвором розчинності(ПР).

У наведеному прикладі ПР AgCl = [ Ag + ] [ Cl - ] . У тих випадках, коли електроліт містить два або кілька однакових іонів, концентрація цих іонів при обчисленні добутку розчинності повинна бути зведена у відповідний ступінь.

Наприклад, ПР Ag 2 S = 2; ПР PbI 2 = 2

У загальному випадку вираз твору розчинності для електроліту A m B n

ПР A m B n = [A] m [B] n.

Значення добутку розчинності для різних речовин різні.

Наприклад, ПР CaCO 3 = 4,8 10 -9; ПР AgCl = 1,56 10 -10.

ПР легко вирахувати, знаючи ра c чинність з'єднання при даній t°.

Приклад 1

Розчинність CaCO 3 дорівнює 0,0069 або 6,9 10 -3 г/л. Знайти ПР CaCO 3 .

Рішення

Виразимо розчинність у молях:

S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10 -5 моль/л

M CaCO 3

Оскільки кожна молекула CaCO 3 дає при розчиненні по одному іону Ca 2+ і CO 3 2- то
[ Ca 2+ ] = [ CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 моль/л ,
отже,ПР CaCO 3 = [ Ca 2+ ] [ CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9

Знаючи величину ПР , можна у свою чергу обчислити розчинність речовини моль/л або г/л.

Приклад 2

Твір розчинностіПР PbSO 4 = 2,2 10 -8 г/л.

Чому дорівнює розчинність PbSO 4?

Рішення

Позначимо розчинність PbSO 4 через X моль/л. Перейшовши в розчин, X молів PbSO 4 дадуть X іонів Pb 2+ та X іонівSO 4 2- , тобто:

= = X

ПРPbSO 4 = = = X X = X 2

X =\ é(ПРPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 моль/л.

Щоб перейти до розчинності, вираженої в г/л, знайдену величину помножимо на молекулярну масу, після чого отримаємо:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 г/л.

Утворення опадів

Якщо

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- ненасичений розчин

[ Ag + ] [ Cl - ] = ПРAgCl- насичений розчин

[ Ag + ] [ Cl - ] > ПРAgCl- перенасичений розчин

Осад утворюється в тому випадку, коли добуток концентрацій іонів малорозчинного електроліту перевищить величину його добутку розчинності при цій температурі. Коли іонний твір стане рівним величиніПР, випадання осаду припиняється. Знаючи об'єм і концентрацію розчинів, що змішуються, можна розрахувати, чи випадатиме осад утворюється солі.

Приклад 3

Чи випадає осад при змішуванні рівних обсягів 0,2MрозчинівPb(NO 3 ) 2 іNaCl.
ПРPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Рішення

При змішуванні об'єм розчину зростає вдвічі, і концетрація кожної речовини зменшиться вдвічі, тобто. стане 0,1 M або 1,0 10 -1 моль/л. Такі ж будуть концентраціїPb 2+ іCl - . Отже,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Отримана величина перевищуєПРPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Тому частина соліPbCl 2 випадає в осад. З усього сказаного вище можна дійти невтішного висновку про вплив різних чинників освіту опадів.

Вплив концентрації розчинів

Важкорозчинний електроліт із досить великою величиноюПРне можна осадити із розведених розчинів.Наприклад, осадPbCl 2 не випадатиме при змішуванні рівних обсягів 0,1MрозчинівPb(NO 3 ) 2 іNaCl. При змішуванні рівних обсягів концентрації кожної речовини стануть0,1 / 2 = 0,05 Mабо 5 10 -2 моль/л. Іонний твір[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Отримана величина меншаПРPbCl 2 , Отже випадання осаду не відбудеться.

Вплив кількості осадника

Для більш повного осадження використовують надлишок осадителя.

Наприклад, облягаємо сільBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Після збільшення еквівалентної кількостіNa 2 CO 3 у розчині залишаються іониBa 2+ концентрація яких обумовлена ​​величиноюПР.

Підвищення концентрації іонівCO 3 2- , викликане додаванням надлишку осадника(Na 2 CO 3 ) , спричинить відповідне зменшення концентрації іонівBa 2+ у розчині, тобто. збільшить повноту осадження цього іона.

Вплив однойменного іона

Розчинність труднорастворимых електролітів знижується у присутності інших потужних електролітів, мають однойменні іони. Якщо до ненасиченого розчинуBaSO 4 потроху додавати розчинNa 2 SO 4 , той іонний твір, який був спочатку меншим ПРBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , поступово досягнеПРі перевищить його. Почнеться випадання осаду.

Вплив температури

ПРє постійною величиною за постійної температури. Зі збільшенням температури ПРзростає, тому осадження краще проводити з охолоджених розчинів.

Розчинення опадів

Правило добутку розчинності важливе для переведення важкорозчинних опадів у розчин. Припустимо, що треба розчинити осадBaЗO 3 . Розчин, що торкається цього осаду, насичений відносноBaЗO 3 .
Це означає, що[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = ПРBaCO 3 .

Якщо додати розчин кислоту, то іониH + зв'яжуть наявні в розчині іониCO 3 2- молекули неміцної вугільної кислоти:

2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O + CO 2 ­

Внаслідок цього різко знизиться концентрація іонаCO 3 2- , іонний твір стане меншим за величинуПРBaCO 3 . Розчин виявиться ненасиченим щодоBaЗO 3 та частина осадуBaЗO 3 перейде у розчин. При додаванні достатньої кількості кислоти можна перевести весь осад в розчин. Отже, розчинення осаду починається тоді, коли з будь-якої причини іонний добуток малорозчинного електроліту стає менше величиниПР. Для того, щоб розчинити осад, розчин вводять такий електроліт, іони якого можуть утворювати малодисоційоване з'єднання з одним з іонів важкорозчинного електроліту. Цим пояснюється розчинення важкорозчинних гідроксидів у кислотах.

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

ІониOH - зв'язуються в малодисоційовані молекулиH 2 O.

Таблиця.Твір розчинності (ПР) та розчинність при 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO 4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO 4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO 3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8