24. Водные растворы электролитов. Особенности растворов кислот, солей, оснований. Теория электролитической диссоциации.
Электролиты. Известно, что существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счет движения электронов в электрическом поле, либо за счет движения ионов. Электронная проводимость присуща, прежде всего, металлам.
Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. В связи с этим все вещества принято условно делить по их поведению в растворах на две категории: а) вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью (электролиты); б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью (неэлектролиты). К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например спирты, углеводы.
Электролитическая диссоциация. Кроме хорошей электропроводности, растворы электролитов обладают более низкими значениями давления пара растворителя и температуры плавления и более высокими температурами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих свойств шведский ученый С. Аррениус в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации.
Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов — катионов и анионов.
Процесс диссоциации во всех случаях является обратимым, поэтому при написании уравнений реакции диссоциации необходимо применять знак обратимости « . Различные электролиты, согласно теории Аррениуса, диссоциируют на ионы в различной степени. Полнота распада зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, температуры.
Степень диссоциации. Одним из важнейших понятий теории электролитической диссоциации Аррениуса является понятие о степени диссоциации.
Степенью диссоциации а называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n'), к общему числу растворенных молекул (п):
Кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода Н+. В соответствии с этими определениями к кислотам относятся, например, НСl, H2SO4, HNO3, H2S. Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяется заряд кислотного остатка (аниона). Соляная и азотная кислоты образуют только однозарядные кислотные остатки (Сl- ,NО3-); молекула серной кислоты (Н2SO4 может образовать два кислотных остатка: однозарядный (НSO4-) и двухзарядный (SO42-); молекула фосфорной кислоты может дать три кислотных остатка: однозарядный, двухзарядный и трехзарядный (Н2РО4-, НРО42- и РО43-).
Различают кислородные и бескислородные кислоты. Как показывает само название, первые содержат кислород (например Н2SO4, НNO3, Н3РО4), вторые его не содержат (например, НСl, НВr, НI, H2S).
Названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -ная, -вая, если степень окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая.
Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется префикс “мета”, при наибольшем числе — префикс “орто”.
Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с окончанием -о и прибавлением слова водородная.
Cоли. Солями называются соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а иногда, кроме них, ионы водорода и гидроксид-ионы. В соответствии с данным определением соли делятся на средние (Na2SO4), кислые (NaHSO4) и основные (Mg(OH)Cl).
Гидролиз солей. Реакция чистой воды является нейтральной (рН = 7). Водные растворы кислот и оснований имеют соответственно кислую (рН < 7) и щелочную (рН > 7) реакцию. Практика, однако, показывает, что не только кислоты и основания, но и соли могут иметь щелочную или кислую реакцию — причиной этого является гидролиз солей.
Взаимодействие солей с водой, в результате которого образуются кислота (или кислая соль) и основание (или основная соль), называется гидролизом солей.
Причиной гидролиза является электролитическая диссоциация соответствующих солей и воды. Вода незначительно диссоциирует на ионы Н+ и ОН- , но в процессе гидролиза один или оба из этих ионов могут связываться ионами, образующимися при диссоциации соли, в малодиссоциированные, летучие или труднорастворимые вещества. Рассмотрим гидролиз солей следующих основных типов: 1. Соли сильного основания и сильной кислоты, при растворении в воде (например, NaCI, CaCl2, К2SO4) не гидролизуются, и раствор соли имеет нейтральную реакцию.
2. Соли сильного основания и слабой кислоты, например КСlO, Na2CO3, СН3СООNа, NaCN, Na2S, К2SiO3
Основанием называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН- . В соответствии с этими определениями к основаниям относятся, например, NaOH, Са(ОН)2, NH4OH.
Все кислоты в водных растворах диссоциируют на ионы водорода и ионы кислотного остатка.
Полная диссоциация: H2SO4 =2H+ + SO42-
Ступенчатая диссоциация: H2SO4 = H+ + HSO41-
HSO41- =H+ + SO42-
Основания в водных растворах диссоциируют на гидроксид-ионы и ионы металла.
Полная диссоциация: Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH1-
Ступенчатая диссоциация: Ba(OH)2 = BaOH+ + OH1-
BaOH+ = Ba2+ + OH1-
Средние соли диссоциируют в водных растворах на ионы металла и ионы кислотного остатка: CaCl2 = Ca2+ + 2Cl1-
Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42-
Кислые соли диссоциируют на ионы металла, ионы водорода и ионы кислотного остатка: NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42-
Теория электролитической диссоциации ( С. Аррениус, 1887г. )
1. При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).
2. Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).
3. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).
4. Степень электролитической диссоциации (a) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор (N).
a = n / N 0<a<1