Головна |
Розчини, які проводять електричний струм, називаються розчинами електролітів.Існують дві основні причини проходження електричного струму через провідники: або за рахунок перенесення електронів, або за рахунок перенесення іонів. Електронна провідність властива, перш за все, металам. Іонна провідність властива багатьом хімічних сполук, що володіє іонним будовою, наприклад, солей в твердому або розплавленому станах, а також багатьом водним і неводним розчинів. всі речовини з їхньої поведінки в розчинах прийнято ділити на дві категорії: а) речовини, розчини яких мають іонною провідністю (Електроліти); б) речовини, розчини яких не володіють іонною провідністю (Неелектролітів). До електролітів відноситься більшість неорганічних кислот, підстав і солей. До неелектролітів відносяться багато органічні сполуки, наприклад, спирти і вуглеводи.
Виявилося, що розчини електролітів мають більш низькими значеннями температури плавлення і більш високими температурами кипіння в порівнянні з відповідними значеннями для чистого розчинника або для розчину неелектроліту в цьому ж розчиннику. Для пояснення цих фактів Арреніус запропонував теорію електролітичноїдисоціації.
під електролітичної дисоціацією розуміється розпад молекул електроліту в розчині з утворенням позитивно та негативно заряджених іонів - катіонів та аніонів. Наприклад, молекула оцтової кислоти так дисоціює у водному розчині:
СН3СООН СН3СОО- + Н+
Процес дисоціації у всіх випадках є оборотним, тому при написанні рівнянь реакції дисоціації застосовується знак оборотності . Різні електроліти дисоціюють на іони в різного ступеня. Повнота розпаду залежить від природи електроліту, його концентрації, природи розчинника, температури.
Сильні і слабкі електроліти. Ступінь дисоціації. Константа дисоціації. Ступенем дисоціації ? називають - відношення числа молекул, що розпалися на іони (n) до загального числа розчинених молекул (n0).
? = (n / n0)·100
Ступінь дисоціації може змінюватися від 0 до 1, від відсутності дисоціації до повної дисоціації. Залежно від величини ступеня дисоціації розрізняють слабкі і сильні електроліти. До слабким електролітів відносять речовини, у яких ступінь дисоціації в 0,1 М розчинах менше 3%; якщо ступінь дисоціації в 0,1 М розчині перевищує 30%, то такий електроліт називають сильним. Електроліти, ступінь дисоціації яких лежить в межах від 3% до 30%, називаються електролітами середньої сили.
До сильних електролітів належать більшість солей, деякі кислоти - НСl, НВr, НI, НNО3, НСlO4, Н2SO4 і підстави лужних і лужноземельних металів - луги LiОН, NаОН, КОН, RbОН, СsОН, Са (ОН)2, Sr (ВІН)2, Ва (ОН)2.
Рівняння реакції дисоціації електроліту АК на катіони К+ і аніони А- можна в загальному вигляді представити таким чином:
КА К+ + А-
і ступінь дисоціації ? в даному випадку можна виразити відношенням молярної концентрації утворилися іонів [До+] Або [А-] до первісної молярної концентрації електроліту [АК]о, Т. Е.
Зі збільшенням концентрації розчину ступінь дисоціації електроліту зменшується.
Багатоосновні кислоти і підстави диссоциируют східчасто - спочатку від молекули відщеплюється один з іонів, потім інший і т. Д. Кожна ступінь дисоціації характеризується своїм значенням константи дисоціації.
I ступінь: Н2SO4 > Н+ + НSO4-
II ступінь: НSO4- Н+ + SO42
Загальне рівняння: Н2SO4 2Н+ + SO42
Процес електролітичноїдисоціації характеризують константою дисоціації (К). Так, для реакції КА К+ + А- константа дисоціації:
К = [К+]·[А-] / [КА]
Між константою і ступенем електролітичноїдисоціації існує кількісний зв'язок. У наведеному прикладі загальну концентрацію розчиненої речовини позначимо с, А ступінь дисоціації ?. Тоді [До+] = [А-] = ? · з і відповідно концентрація недіссоціірованних частинок [КА] = (1 - ?)с.
Підставивши значення у вираз для константи дисоціації, отримаємо співвідношення
, Оскільки молярна концентрація дорівнює C = 1 / V, то
Дані рівняння є математичним виразом закону розведення Оствальда: константа дисоціації електроліту не залежить від розведення розчину.
Іонний добуток води. рН розчину. Значення константи дисоціації води КН2О = 1 · 10-14. Дану константу для води називають іонним твором води, яке залежить тільки від температури.
Згідно реакції Н2О Н+ + ОН-, При дисоціації води на кожен іон Н+ утворюється один іон ОН-, Отже, в чистій воді концентрації цих іонів однакові: [Н+] = [ОН-] = 10-7.
рН = -lg [Н+]
Водні розчини мають значення рН в інтервалі від 1 до 14. За співвідношенням концентрацій цих іонів розрізняють три типи середовищ: нейтральну, кислу і лужну.
нейтральне середовище - Середовище, в якій концентрації іонів [Н+] = [ОН-] = 10-7 моль / л (рН = 7).
кисле середовище - Середовище, в якій концентрація іонів [Н+] Більше концентрації іонів [ОН-], Т. Е. [Н+]> 10-7 моль / л (рН <7).
Лужне середовище-середовище, в якій концентрація іонів [Н+] Менше концентрації іонів [ОН-], Т. Е. [Н+] <10-7 моль / л (рН 7).
Якісно реакцію середовища і рН водних розчинів електролітів визначають за допомогою індикаторів і рН-метра.
Наприклад, якщо концентрація іонів [H+] = 10-4 моль / л, то рН = - lg10-4 = 4 і середовище розчину кисла, а якщо концентрація іонів [ОН-] = 10-4 моль / л, то [Н+] = К(Н2O) - [ОН-] = 10-14 - 10-4 = 10-10, А рН = - lg10-10 = 10 і середовище розчину лужна.
Твір розчинності. Розчинення твердої речовини в воді припиняється тоді, коли утворюється насичений розчин, т. Е. Встановлюється рівновага між твердою речовиною і частинками того ж речовини, що знаходяться в розчині. Так, наприклад, в насиченому розчині хлориду срібла встановлюється рівновага:
AgClтв Ag+водн + Сl-водн
У насиченому розчині електроліту добуток концентрацій його іонів є величина постійна при даній температурі і ця величина кількісно характеризує здатність електроліту розчинятися, називається вона твором розчинності (ПР).
Пр (АgCl) = [Аg+] [Cl-]
твір розчинності - це постійна величина, що дорівнює добутку концентрацій іонів малорастворимого електроліту в його насиченому розчині. У загальному випадку для малорастворимого електроліту складу AmBn можна записати: AmBn - mA + nB
ПРAmBn = [A]m · [B]n
Знаючи величини творів розчинності, можна вирішувати питання, пов'язані з утворенням або розчиненням опадів при хімічних реакціях, що особливо важливо для аналітичної хімії.
Одиниці виміру температури Т, тиску р і обсягу V. | Система - тіло або група тіл, відокремлених від навколишнього середовища реальної чи уявної поверхнею розділу. | Реакції, в результаті яких ентальпія зростає (? Н 0) і система поглинає теплоту ззовні (Qp <0) називаються ендотермічними. | Швидкість хімічної реакції визначається кількістю речовини, прореагировавшего в одиницю часу в одиниці об'єму. | Оборотні та необоротні реакції. Стан хімічної рівноваги | Стан, в якому швидкість зворотної реакції стає рівною швидкості прямої реакції, називається хімічним рівновагою. | Механізм утворення розчинів і їх класифікація | Ідеальні та реальні розчини. Розчинення як фізико-хімічний процес | Залежність розчинності різних речовин від природи розчинника, температури і тиску | Присутність розчиненої речовини, поряд зі зниженням тиску насиченої пари над розчином, підвищує температуру кипіння і знижує температуру замерзання. |