Студопедия.Орг Главная | Случайная страница | Контакты | Мы поможем в написании вашей работы!  
 

Электролитическая диссоциация



Растворение любого вещества в воде сопровождается образованием гидратов. Если при этом в растворе не происходит формульных изменений у частиц растворенного вещества, то такие вещества относят к неэлектролитам. Ими являются, например, газ азот N2, жидкость хлороформ СНCl3, твердое вещество сахароза C12Н22О11, которые в водном растворе существуют в виде гидратов их молекул.

Известно много веществ (в общем виде МА), которые после растворения в воде и образования гидратов молекул MA nН2O претерпевают существенные формульные изменения. В результате в растворе появляются гидратированные ионы – катионы М+ • nН2O и анионы А • nН2O:

Такие вещества относят к электролитам.

Процесс появления гидратированных ионов в водном растворе называется электролитической диссоциацией (С. Аррениус, 1887).

Электролитическая диссоциация ионных кристаллических веществ (М+)(А) в воде является необратимой реакцией:

Такие вещества относятся к сильным электролитам, ими являются многие основания и соли, например:

Электролитическая диссоциация веществ MA, состоящих из полярных ковалентных молекул, является обратимой реакцией:

Такие вещества относят к слабым электролитам, ими являются многие кислоты и некоторые основания, например:

а)

б)

в)

г)

В разбавленных водных растворах слабых электролитов мы всегда обнаружим как исходные молекулы, так и продукты их диссоциации – гидратированные ионы.

Количественная характеристика диссоциации электролитов называется степенью диссоциации и обозначается α[1], всегда α > 0.

Для сильных электролитов α = 1 по определению (диссоциация таких электролитов полная).

Для слабых электролитов степень диссоциации – отношение молярной концентрации продиссоциировавшего вещества (сд) к общей концентрации вещества в растворе (с):

Степень диссоциации – это доля от единицы или от 100 %. Для слабых электролитов α «С 1 (100 %).

Для слабых кислот НnА степень диссоциации по каждой следующей ступени резко уменьшается по сравнению с предыдущей:

Степень диссоциации зависит от природы и концентрации электролита, а также от температуры раствора; она растет при уменьшении концентрации вещества в растворе (т. е. при разбавлении раствора) и при нагревании.

В разбавленных растворах сильных кислот НnА их гидроанионы Нn‑1А не существуют, например:

B концентрированных растворах содержание гидроанионов (и даже исходных молекул) становится заметным:

(суммировать уравнения стадий обратимой диссоциации нельзя!). При нагревании значения α1 и α2 возрастают, что способствует протеканию реакций с участием концентрированных кислот.

Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор катионы водорода и никаких других положительных ионов не образуют:

Распространенные сильные кислоты:

В разбавленном водном растворе (условно до 10 %‑ного или 0,1‑молярного) эти кислоты диссоциируют полностью. Для сильных кислот НnА в список вошли их гидроанионы (анионы кислых солей), также диссоциирующие полностью в этих условиях.

Распространенные слабые кислоты:

Основания – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид‑ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют:

Диссоциация малорастворимых оснований Mg(OH)2, Cu(OH)2, Mn(OH)2, Fe(OH)2 и других практического значения не имеет.

К сильным основаниям (щелочам) относятся NaOH, КОН, Ва(ОН)2 и некоторые другие. Самым известным слабым основанием является гидрат аммиака NH3 Н2O.

Средние соли – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор любые катионы, кроме Н+, и любые анионы, кроме ОН:

Речь идет только о хорошо растворимых солях. Диссоциация малорастворимых и практически нерастворимых солей значения не имеет.

Аналогично диссоциируют двойные соли:

Кислые соли (большинство из них растворимы в воде) диссоциируют полностью по типу средних солей:

Образующиеся гидроанионы подвергаются, в свою очередь, воздействию воды:

а) если гидроанион принадлежит сильной кислоте, то он сам диссоциирует также полностью:

и полное уравнение диссоциации запишется в виде:

(растворы таких солей обязательно будут кислыми, как и растворы соответствующих кислот);

б) если гидроанион принадлежит слабой кислоте, то его поведение в воде двойственно – либо неполная диссоциация по типу слабой кислоты:

либо взаимодействие с водой (называемое обратимым гидролизом):

При α1 > α2 преобладает диссоциация (и раствор соли будет кислым), а при α1 > α2 – гидролиз (и раствор соли будет щелочным). Так, кислыми будут растворы солей с анионами HSO3, H2PO4, H2AsO4 и HSeO3, растворы солей с другими анионами (их большинство) будут щелочными. Другими словами, название «кислые» для солей с большинством гидроанионов не предполагает, что эти анионы будут вести себя в растворе как кислоты (гидролиз гидроанионов и расчет отношения между α1 и а2 изучаются только в высшей школе).





Дата публикования: 2014-11-04; Прочитано: 1599 | Нарушение авторского права страницы | Мы поможем в написании вашей работы!



studopedia.org - Студопедия.Орг - 2014-2024 год. Студопедия не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования (0.006 с)...