Дисперсные системы, растворы электролитов

Здесь С₁ и С₂ – концентрации растворённого вещества в первом и втором растворителях; К – так называемый коэффициент распределения.

3. Способы выражения концентрации  растворов: массовая – С%, молярная  – С_м и нормальная (эквивалентная) – С_н.

• Массовая доля – отношение (обычно – процентное) массы растворённого вещества к массе раствора. Например, 15% (масс.) водный раствор хлорида натрия – это такой раствор в 100 единицах массы которого содержится 15 единиц массы NaCl и 85 единиц массы воды.
• Молярная концентрация, или молярность – отношение количества растворённого вещества к объёму раствора. Обычно молярность обозначается С_М или (после численного значения молярности) М. Так, 2М H₂SO₄ означает раствор, в каждом литре которого содержится 2 моля серной кислоты, т.е. С_М=2моль/л.
• Эквивалентная, или нормальная концентрация – отношение числа эквивалентов растворённого вещества к объёму раствора. Концентрация, выраженная этим способом, обозначается С_Н или (после численного значения нормальности) буквой н. Так 2н H₂SO₄ означает раствор, в каждом литре которого содержится 2 эквивалента серной кислоты, т.е. С_Н(1/2 H₂SO₄)=2моль/л.4. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация кислот, оснований, солей. Ступенчатая диссоциация.

Водные растворы солей, кислот и  оснований обладают особенностью –  они проводят электрический ток. При этом большинство твёрдых  солей и оснований в безводном  состоянии, а также безводные  кислоты обладают очень слабой электрической  проводимостью: плохо проводит электрический ток и вода. Очевидно что при образовании растворов подобные вещества претерпевают какие-то изменения, обуславливающие возникновение высокой электрической проводимости. Эти изменения заключаются в диссоциации соответствующих веществ на ионы, которые и служат переносчиками электрического тока.

4. Растворы электролитов. Электролитическая  диссоциация кислот, оснований, солей.  Ступенчатая диссоциация.

 

Вещества проводящие электрический  ток своими ионами, называются электролитами. При растворении в воде и в ряде неводных растворителей свойства электролитов проявляют соли, кислоты и основания. Электролитами являются также многие расплавленные соли, оксиды и гидроксиды, некоторые соли и оксиды в твёрдом состоянии.

Кислоты.

При диссоциации любой кислоты  образуются ионы водорода. Поэтому  все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, объясняются  присутствием гидратированных ионов  водорода. Это они вызывают красный  цвет лакмуса, сообщают кислотам кислый вкус и т.д. С устранением ионов  водорода, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому  теория электролитической диссоциации  определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода. У сильных кислот, диссоциирующих нацело, свойства кислот проявляются в большей степени, у слабых в меньшей. Чем лучше кислота диссоциирует, тем она сильнее.

Основания.

Поскольку общим для всех растворов  оснований является присутствие  в них гидроксид-ионов, то ясно, что  носителем основных свойств является гидроксид-ион. Поэтому с точки  зрения теории электролитической диссоциации основания – это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов.

Сила оснований, как и сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно сильнее.

Соли.

Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в  воде диссоциируют, отщепляя положительные  ионы, отличные от ионов водорода, и  отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет; поэтому соли и не обладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем  меньше заряды ионов, образующих соль.

При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного остатка, в том числе ионы Н⁺.

При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксо групп. Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы ОН^-.

К равновесию, которое устанавливается  в растворе слабого электролита  между молекулами и ионами, можно  применить законы химического равновесия. Константа равновесия, отвечающая диссоциации  слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина К зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от С раствора. Она характеризует способность данной кислоты или данного основания распадаться на ионы: чем выше К, тем легче электролит диссоциирует.

Многоосновные кислоты, а также  основания двух- и более валентных  металлов диссоциируют ступенчато. В  растворах этих веществ устанавливаются  сложные равновесия, в которых  участвуют ионы различного заряда.

Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой диссоциации, обозначаемой К₁, а второе - диссоциация по второй ступени – константой диссоциации К₂. Величины К, К₁ и К₂ связаны друг с другом соотношением

К= К₁К₂

При ступенчатой диссоциации веществ  распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем  по предыдущей. Соблюдается неравенство:

К₁>К₂>К₃ …

Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для  отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы и  становится больше при диссоциации  по каждой следующей ступени.

5. Классификация электролитов. Степень  диссоциации. Сильные и слабые  электролиты.

Если бы электролиты полностью  диссоциировали на ионы, то осмотическое давление (и другие пропорциональные ему величины) всегда было бы в целое  число раз больше значений, наблюдаемых  в растворах неэлектролитов. Но ещё  Вант-Гофф установил, что коэффициент i выражается дробными числами, которые с разбавлением раствора возрастают, приближаясь к целым числам.

Аррениус объяснил этот факт тем, что  лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы, и ввёл понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

Позже было установлено что электролиты  можно разделить на две группы: сильные и слабые электролиты. Сильные  электролиты в водных растворах  диссоциированны практически нацело. Понятие степени диссоциации  к ним по существу неприменимо, а  отклонение изотонического коэффициента i от целочисленных значений объясняется другими причинами. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично. Поэтому число ионов в растворах сильных электролитов больше, чем в растворах слабых той же концентрации. И если в растворах слабых электролитов С ионов мала, расстояние между ними велики и взаимодействие ионов друг с другом незначительно, то в не очень разбавленных растворах сильных электролитов среднее расстояние между ионами вследствие значительной концентрации сравнительно мало. В таких растворах ионы не вполне свободны, движение их стеснено взаимным притяжением друг к другу. Благодаря этому притяжению каждый ион как бы окружен шарообразным роем противоположно заряженных ионов, получившим название «ионной атмосферы».

К сильным электролитам принадлежат  все соли; из важнейших кислот и  оснований к ним относятся  HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HCl, HBr, HI, KOH, NaOH, Ba(OH)₂, и Ca(OH)₂.

К слабым электролитам относятся большинство  органических кислот, а из важнейших  неорганических соединений к ним  принадлежат H₂CO₃, H₂S, HCN, H₂SiO₃ и NH₄OH.

Степень диссоциации принято обозначать греческой буквой a и выражать либо в долях единицы, либо в процентах.

6. Реакции обмена в растворах  электролитов и условия их  протекания. Ионные уравнения.

 При нейтрализации любой сильной  кислоты любым сильным основанием на каждый моль образующейся воды выделяется около 57,6 кДж теплоты. Это говорит  о том, что подобные реакции сводятся к одному процессу. Если перепишем  уравнение, записывая сильные электролиты  в ионной форме, поскольку они  существуют в растворе в виде ионов, а слабые – в молекулярной, поскольку  они находятся в растворе преимущественно  в виде молекул.

 Рассматривая получившееся уравнение, видим, что в ходе реакции ионы Na⁺ и Cl^-  не претерпели изменений. Поэтому перепишем уравнение ещё раз, исключив эти ионы из обеих частей уравнения. Получим:

Таким образом, реакции нейтрализации  любой сильной кислоты любым  сильным основанием сводится к одному и тому же процессу – к образованию  молекул воды из ионов водорода и  гидроксид-ионов. Ясно, что тепловые эффекты этих реакций тоже должны быть одинаковы.

Строго говоря, реакция образования  воды из ионов обратима, что можно  выразить уравнением:

 Вода - очень слабый электролит и  диссоциирует лишь в ничтожно малой  степени. Равновесие между молекулами воды и ионами сильно смещено в  сторону образования молекул. Поэтому  практически реакция нейтрализации  сильной кислоты сильным основанием протекает до конца

 При смешивании раствора какой-либо соли серебра с соляной кислотой или  с раствором любой её соли всегда образуется характерный белый творожистый  осадок хлорида серебра:

 Подобные реакции также сводятся к одному процессу. Для того чтобы  получить его ионно-молекулярное уравнение, перепишем уравнение первой реакции, записывая сильные электролиты  в ионной форме а вещество, находящееся  в осадке, в молекулярной:

 Как видно, ионы Н⁺ и NО₃^- не претерпевают изменений в ходе реакции. Поэтому исключим их и перепишем уравнение ещё раз:

Это и есть ионно-молекулярное уравнение  рассматриваемого процесса.

 Здесь также надо иметь в виду, что осадок хлорида серебра находится  в равновесии с ионами Ag⁺ и Cl^- в растворе, так что процесс, выраженный последним уравнением обратим:

Однако, вследствие малой растворимости  хлорида серебра, это равновесие очень сильно смещено вправо. Поэтому  можно считать, что реакция образования  AgCl из ионов практически доходит до конца.

Для составления ионно-молекулярных уравнений необходимо знать, какие  соли растворимы в воде и какие  практически нерастворимы.

Ионно-молекулярные уравнения помогают понять особенности протекания реакций  между электролитами.

7. Ионное  произведение воды. Водородный показатель  рН растворов. Индикаторы.

Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но всё же обладает измеримой электрической проводимостью, которая объясняется небольшой  диссоциацией воды на ионы водорода и  гидроксид-ионы. Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидросид-ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. Растворы, в которых концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами.

Если концентрация ионов водорода в водном растворе известна, то тем  самым определена и концентрация гидроксид-ионов. Поэтому как степень  кислотности, так и степень щёлочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода. Кислотность  и щелочность раствора можно выразить другим, более удобным способом: вместо концентрации ионов водорода указывают её десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем и обозначается через рН:

рН=-lg[H⁺]

Для измерения рН существуют различные методы. Приближённо реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространённый индикатор – метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфтолеин.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Литература:

 

1. Глинка Н.Л.

Общая химия: - Л.: Химия 1985.-704с.

Под ред. В.А. Рабиновича.

2. Фролов В.В.

Химия: - М.: Высш. Шк., 1986.- 543с.

3. Курс физической химии, т. II, под ред. чл.-корр. АН СССР проф. Я.И. Герасимова. Издание 2, испр., М. – Химия, 1973. – 624 стр. 

4. Лопанов А.Н. Физическая химия:  учебно-практическое пособие. –  Белгород: изд-во БелГТАСМ, 2001. –  134 стр. 

5. Стромберг А.Г., Семченко Д.П.  Физическая химия: Учеб. для хим.  спец. вузов / Под ред. А.Г. Стромберга. – 3-е изд., испр. и доп. –  М.: Высшая школа, 1999. – 527 стр.: ил.