Таких электролитов близка к 1.
К сильным электролитам относятся многие неорганические соли , некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты , амиды и др.).
Wikimedia Foundation . 2010 .
Смотреть что такое "Сильные электролиты" в других словарях:
сильные электролиты - – электролиты, которые в водных растворах практически полностью диссоциированы. Общая химия: учебник / А. В. Жолнин … Химические термины
Вещества, обладающие ионной проводимостью; их называют проводниками второго рода прохождение тока через них сопровождается переносом вещества. К электролитам относятся расплавы солей, оксидов или гидроксидов, а также (что встречается значительно… … Энциклопедия Кольера
Электролиты - жидкие или твердые вещества, в которых в результате электролитической диссоциации образуются в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение постоянного электрического тока. Электролиты в растворах… … Энциклопедический словарь по металлургии
Электролит химический термин, обозначающий вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы. Примерами электролитов могут служить кислоты, соли и основания. Электролиты проводники второго рода,… … Википедия
В широком смысле жидкие или твёрдые в ва и системы, в к рых присутствуют в заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение по ним электрич. тока (ионную проводимость); в узком смысле в ва, распадающиеся в р ре на ионы. При растворении Э.… … Физическая энциклопедия
В ва, в к рых в заметной концентрации присутствуют ионы, обусловливающие прохождение электрич. тока (ионную проводимость). Э. также наз. проводниками второго рода. В узком смысле слова Э. в ва, молекулы к рых в р ре вследствие электролитической… … Химическая энциклопедия
- (от Электро... и греч. lytos разлагаемый, растворимый) жидкие или твёрдые вещества и системы, в которых присутствуют в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение электрического тока. В узком смысле Э.… … Большая советская энциклопедия
У этого термина существуют и другие значения, см. Диссоциация. Электролитическая диссоциация процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении. Содержание 1 Диссоциация в растворах 2 … Википедия
Электролит вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако само вещество электрический ток не проводит. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований.… … Википедия
ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ - ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ, распад находящихся в растворе электролитов на электрически заряженные ионы. Коеф. вант Гоффа. Вант Гофф (van t Ной) показал,что осмотическое давление раствора равно давлению, к рое производило бы растворенное… … Большая медицинская энциклопедия
Книги
- Явление возврата Ферми-Паста-Улама и его некоторые приложения. Исследование возврата Ферми-Паста-Улама в различных нелинейных средах и разработка генераторов спектра ФПУ для медицины , Березин Андрей. Эта книга будет изготовлена в соответствии с Вашим заказом по технологии Print-on-Demand. Основные результаты работы заключаются в следующем. В рамках системы связанных уравнений Кортевега…
Электролиты как химические вещества известны с древних времён. Однако большинство областей своего применения они завоевали относительно недавно. Мы обсудим самые приоритетные для промышленности области использования этих веществ и разберёмся, что же последние собой представляют и чем отличаются друг от друга. Но начнём с экскурса в историю.
История
Самые старые известные электролиты - это соли и кислоты, открытые ещё в Древнем мире. Однако представления о строении и свойствах электролитов развивались со временем. Теории этих процессов эволюционировали, начиная с 1880 годов, когда был сделан ряд открытий, связанный с теориями свойств электролитов. Наблюдались несколько качественных скачков в теориях, описывающих механизмы взаимодействия электролитов с водой (ведь только в растворе они приобретают те свойства, благодаря которым их используют в промышленности).
Сейчас мы подробно разберём несколько теорий, оказавших наибольшее влияние на развитие представлений об электролитах и их свойствах. И начнём с самой распространённой и простой теории, которую каждый из нас проходил в школе.
Теория электролитической диссоциации Аррениуса
в 1887 году шведский химик и Вильгельм Оствальд создали теорию электролитической диссоциации. Однако тут тоже не всё так просто. Сам Аррениус был сторонником так называемой физической теории растворов, которая не учитывала взаимодействие составляющих вещества с водой и утверждала, что в растворе существуют свободные заряженные частицы (ионы). Кстати, именно с таких позиций сегодня рассматривают электролитическую диссоциацию в школе.
Поговорим всё-таки о том, что даёт эта теория и как она объясняет нам механизм взаимодействия веществ с водой. Как и у любой другой, у неё есть несколько постулатов, которые она использует:
1. При взаимодействии с водой вещество распадается на ионы (положительный - катион и отрицательный - анион). Эти частицы подвергаются гидратации: они притягивают молекулы воды, которые, кстати, заряжены с одной стороны положительно, а с другой - отрицательно (образуют диполь), в результате формируются в аквакомплексы (сольваты).
2. Процесс диссоциации обратим - то есть если вещество распалось на ионы, то под действием каких-либо факторов оно вновь может превратиться в исходное.
3. Если подключить к раствору электроды и пустить ток, то катионы начнут движение к отрицательному электроду - катоду, а анионы к положительно заряженному - аноду. Именно поэтому вещества, хорошо растворимые в воде, проводят электрический ток лучше, чем сама вода. По той же причине их назвали электролитами.
4. электролита характеризует процент вещества, подвергшегося растворению. Этот показатель зависит от свойств растворителя и самого растворённого вещества, от концентрации последнего и от внешней температуры.
Вот, по сути, и все основные постулаты этой несложной теории. Ими мы будем пользоваться в этой статье для описания того, что же происходит в растворе электролита. Примеры этих соединений разберём чуть позже, а сейчас рассмотрим другую теорию.
Теория кислот и оснований Льюиса
По теории электролитической диссоциации, кислота - это вещество, в растворе которого присутствует катион водорода, а основание - соединение, распадающееся в растворе на гидроксид-анион. Существует другая теория, названная именем известного химика Гилберта Льюиса. Она позволяет несколько расширить понятие кислоты и основания. По теории Льюиса, кислоты - или молекулы вещества, которые имеют свободные электронные орбитали и способны принять электрон от другой молекулы. Несложно догадаться, что основаниями будут являться такие частицы, которые способны отдать один или несколько своих электронов в "пользование" кислоте. Очень интересно здесь то, что кислотой или основанием может быть не только электролит, но и любое вещество, даже нерастворимое в воде.
Протолитическая теория Брендстеда-Лоури
В 1923 году, независимо друг от друга, двое учёных - Й. Бренстед и Т. Лоури -предложили теорию, которая сейчас активно применяется учёными для описания химических процессов. Суть этой теории в том, что смысл диссоциации сводится к передаче протона от кислоты основанию. Таким образом, последнее понимается здесь как акцептор протонов. Тогда кислота является их донором. Теория также хорошо объясняет существование веществ, проявляющих свойства и кислоты и основания. Такие соединения называются амфотерными. В теории Бренстеда-Лоури для них также применяется термин амфолиты, тогда как кислота или основания принято называть протолитами.
Мы подошли к следующей части статьи. Здесь мы расскажем, чем отличаются друг от друга сильные и слабые электролиты и обсудим влияние внешних факторов на их свойства. А затем уже приступим к описанию их практического применения.
Сильные и слабые электролиты
Каждое вещество взаимодействует с водой индивидуально. Какие-то растворяются в ней хорошо (например, поваренная соль), а какие-то совсем не растворяются (например, мел). Таким образом, все вещества делятся на сильные и слабые электролиты. Последние представляют собой вещества, плохо взаимодействующие с водой и оседающие на дне раствора. Это означает, что они имеют очень низкую степень диссоциации и высокую энергию связей, которая не позволяет при нормальных условиях распадаться молекуле на составляющие её ионы. Диссоциация слабых электролитов происходит либо очень медленно, либо при повышении температуры и концентрации этого вещества в растворе.
Поговорим о сильных электролитах. К ним можно отнести все растворимые соли, а также сильные кислоты и щёлочи. Они легко распадаются на ионы и очень трудно собрать их в осадки. Ток в электролитах, кстати, проводится именно благодаря ионам, содержащимся в растворе. Поэтому лучше всех проводят ток сильные электролиты. Примеры последних: сильные кислоты, щёлочи, растворимые соли.
Факторы, влияющие на поведение электролитов
Теперь разберёмся, как влияет изменение внешней обстановки на Концентрация напрямую влияет на степень диссоциации электролита. Более того, это соотношение можно выразить математически. Закон, описывающий эту связь, называется законом разбавления Оствальда и записывается так: a = (K / c) 1/2 . Здесь a - это степень диссоциации (берётся в долях), К - константа диссоциации, разная для каждого вещества, а с - концентрация электролита в растворе. По этой формуле можно узнать много нового о веществе и его поведении в растворе.
Но мы отклонились от темы. Кроме концентрации, на степень диссоциации также влияет температура электролита. Для большинства веществ её увеличение повышает растворимость и химическую активность. Именно этим можно объяснить протекание некоторых реакций только при повышенной температуре. При нормальных условиях они идут либо очень медленно, либо в обе стороны (такой процесс называется обратимым).
Мы разобрали факторы, определяющие поведение такой системы, как раствор электролита. Сейчас перейдём к практическому применению этих, без сомнения, очень важных химических веществ.
Промышленное использование
Конечно, все слышали слово "электролит" применительно к аккумуляторам. В автомобиле используют свинцово-кислотные аккумуляторы, роль электролита в котором выполняет 40-процентная серная кислота. Чтобы понять, зачем там вообще нужно это вещество, стоит разобраться в особенностях работы аккумуляторов.
Так в чём принцип работы любого аккумулятора? В них происходит обратимая реакция превращения одного вещества в другое, в результате которой высвобождаются электроны. При заряде аккумулятора происходит взаимодействие веществ, которого не получается при нормальных условиях. Это можно представить как накопление электроэнергии в веществе в результате химической реакции. При разряде же начинается обратное превращение, приводящее систему к начальному состоянию. Эти два процесса вместе составляют один цикл заряда-разряда.
Рассмотрим вышеизложенный процесс на конкретном примере - свинцово-кислотном аккумуляторе. Как нетрудно догадаться, этот источник тока состоит из элемента, содержащего свинец (а также диокисд свинца PbO 2) и кислоты. Любой аккумулятор состоит из электродов и пространства между ними, заполненного как раз электролитом. В качестве последнего, как мы уже выяснили, в нашем примере используется серная кислота концентрацией 40 процентов. Катод такого аккумулятора делают из диоксида свинца, а анод состоит из чистого свинца. Всё это потому, что на этих двух электродах протекают разные обратимые реакции с участием ионов, на которые продиссоциировала кислота:
- PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (реакция, происходящая на отрицательном электроде - катоде).
- Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Реакция, протекающая на положительном электроде - аноде).
Если читать реакции слева направо - получаем процессы, происходящие при разряде аккумулятора, а если справа налево - при заряде. В каждом эти реакции разные, но механизм их протекания в общем описывается одинаково: происходят два процесса, в одном из которых электроны "поглощаются", а в другом, наоборот, "выходят". Самое главное то, что число поглощённых электронов равно числу вышедших.
Собственно, кроме аккумуляторов, существует масса применений этих веществ. Вообще, электролиты, примеры которых мы привели, - это лишь крупинка того многообразия веществ, которые объединены под этим термином. Они окружают нас везде, повсюду. Вот, например, тело человека. Думаете, там нет этих веществ? Очень ошибаетесь. Они находятся везде в нас, а самое большое количество составляют электролиты крови. К ним относятся, например, ионы железа, которые входят в состав гемоглобина и помогают транспортировать кислород к тканям нашего организма. Электролиты крови также играют ключевую роль в регуляции водно-солевого баланса и работе сердца. Эту функцию выполняют ионы калия и натрия (существует даже процесс, происходящий в клетках, который назвается калий-натриевым насосом).
Любые вещества, которые вы в силах растворить хоть немного, - электролиты. И нет такой отрасли промышленности и нашей с вами жизни, где бы они ни применялись. Это не только аккумуляторы в автомобилях и батарейки. Это любое химическое и пищевое производство, военные заводы, швейные фабрики и так далее.
Состав электролита, кстати, бывает разным. Так, можно выделить кислотный и щелочной электролит. Они принципиально отличаются своими свойствами: как мы уже говорили, кислоты являются донорами протонов, а щёлочи - акцепторами. Но со времением состав электролита меняется вследствие потери части вещества концентрация либо уменьшается, либо увеличивается (всё зависит от того, что теряется, вода или электролит).
Мы каждый день сталкиваемся с ними, однако мало кто точно знает определение такого термина, как электролиты. Примеры конкретных веществ мы разобрали, поэтому перейдём к немного более сложным понятиям.
Физические свойства электролитов
Теперь о физике. Самое важное, что нужно понимать при изучении этой темы - как передаётся ток в электролитах. Определяющую роль в этом играют ионы. Эти заряженные частицы могут переносить заряд из одной части раствора в другую. Так, анионы стремятся всегда к положительному электроду, а катионы - к отрицательному. Таким образом, действуя на раствор электрическим током, мы разделяем заряды по разным сторонам системы.
Очень интересна такая физическая характеристика, как плотность. От неё зависят многие свойства обсуждаемых нами соединений. И зачастую всплывает вопрос: "Как поднять плотность электролита?" На самом деле ответ прост: необходимо понизить содержание воды в растворе. Так как плотность электролита большей частью определяется то она большей частью зависит от концентрации последней. Существует два способа осуществить задуманное. Первый достаточно простой: прокипятить электролит, содержащийся в аккумуляторе. Для этого нужно зарядить его так, чтобы температура внутри поднялась чуть выше ста градусов по цельсию. Если этот способ не помогает, не переживайте, существует ещё один: просто-напросто заменить старый электролит новым. Для этого нужно слить старый раствор, прочистить внутренности от остатков серной кислоты дистиллированной водой, а затем залить новую порцию. Как правило, качественные растворы электролита сразу имеют нужную величину концентрации. После замены можете надолго забыть о том, как поднять плотность электролита.
Состав электролита во многом определяет его свойства. Такие характеристики, как электропроводность и плотность, например, сильно зависят от природы растворённого вещества и его концентрации. Существует отдельный вопрос о том, сколько электролита в аккумуляторе может быть. На самом деле его объём напрямую связан с заявленной мощностью изделия. Чем больше серной кислоты внутри аккумулятора, тем он мощнее, т. е. тем большее напряжение способен выдавать.
Где это пригодится?
Если вы автолюбитель или просто увлекаетесь автомобилями, то вы и сами всё понимаете. Наверняка вы даже знаете, как определить, сколько электролита в аккумуляторе находится сейчас. А если вы далеки от автомобилей, то знание свойств этих веществ, их применения и того, как они взаимодействуют друг с другом будет совсем не лишним. Зная это, вы не растеряетесь, если вас попросят сказать, какой электролит в аккумуляторе. Хотя даже если вы не автолюбитель, но у вас есть машина, то знание устройства аккумулятора будет совсем не лишним и поможет вам в ремонте. Будет гораздо легче и дешевле сделать всё самому, нежели ехать в автоцентр.
А чтобы лучше изучить эту тему, мы рекомендуем почитать учебник химии для школы и вузов. Если вы хорошо знаете эту науку и прочитали достаточно учебников, лучшим вариантом будут "Химические источники тока" Варыпаева. Там изложены подробно вся теория работы аккумуляторов, различных батарей и водородных элементов.
Заключение
Мы подошли к концу. Подведём итоги. Выше мы разобрали всё, что касается такого понятия, как электролиты: примеры, теория строения и свойств, функции и применение. Ещё раз стоит сказать, что эти соединения составляют часть нашей жизни, без которой не могли бы существовать наши тела и все сферы промышленности. Вы помните про электролиты крови? Благодаря им мы живём. А что насчёт наших машин? С помощью этих знаний мы сможем исправить любую проблему, связанную с аккумулятором, так как теперь понимаем, как поднять плотность электролита в нём.
Всё рассказать невозможно, да мы и не ставили такой цели. Ведь это далеко не всё, что можно рассказать об этих удивительных веществах.
Электролиты - это вещества, сплавы веществ или растворы, которые имеют способность электролитически проводить гальванический ток. Определить, к каким электролитам относится вещество, можно применяя теорию электролитической диссоциации.
Инструкция
- Суть данной теории заключается в том, что при расплавлении (растворении в воде) практически все электролиты раскладываются на ионы, которые бывают как положительно, так и отрицательно заряженные (что и называется электролитической диссоциацией). Под воздействием электрического тока отрицательные (анионы «-») движутся к аноду (+), а положительно заряженные (катионы, «+»), движутся к катоду (-). Электролитическая диссоциация – это обратимый процесс (обратный процесс носит название «моляризация»).
- Степень (a) электролитической диссоциации находится в зависимости от природы самого электролита, растворителя, и от их концентрации. Это отношение числа молекул (n) , которые распались на ионы к общему числу введенных в раствор молекул (N). Получаете: a = n / N
- Таким образом, сильные электролиты - вещества, полностью распадающиеся на ионы при растворении в воде. К сильным электролитам, как правило, относятся вещества с сильнополярными или ионными связями: это соли, которые хорошо растворимы, сильные кислоты (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), а также сильные основания (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). В сильном электролите вещество, растворенное в нем, находится по большей части в виде ионов (анионов и катионов); молекул, которые недиссоциированные - практически нет.
- Слабые электролиты - такие вещества, которые диссоциируют на ионы лишь частично. Слабые электролиты вместе с ионами в растворе содержат молекулы недиссоциированные. Слабые электролиты не дают в растворе сильной концентрации ионов.К слабым относятся:
- органические кислоты (почти все) (C2H5COOH, CH3COOH и пр.);
- некоторые из неорганических кислот (H2S, H2CO3 и пр.);
- практически все соли, малорастворимые в воде, гидроксид аммония, а также все основания (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- вода.Они практически не проводят электрический ток, или проводят, но плохо.
Сильные и слабые электролиты
В растворах некоторых электролитов диссоциируют лишь часть молекул. Для количественной характеристики силы электролита было введено понятие степени диссоциации. Отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества называется степенью диссоциации a.
где С - концентрация продиссоциированных молекул, моль/л;
С 0 - исходная концентрация раствора, моль/л.
По величине степени диссоциации все электролиты делятся на сильные и слабые. К сильным электролитам относятся те, степень диссоциации которых больше 30% (a > 0,3). К ним относятся:
· сильные кислоты (H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI);
· растворимые гидроксиды, кроме NH 4 OH;
· растворимые соли.
Электролитическая диссоциация сильных электролитов протекает необратимо
HNO 3 ® H + + NO - 3 .
Слабые электролиты имеют степень диссоциации меньше 2% (a< 0,02). К ним относятся:
· слабые неорганические кислоты (Н 2 СО 3 , Н 2 S, НNO 2 , HCN, H 2 SiO 3 и др.) и все органические, например, уксусная кислота (CH 3 COOH);
· нерастворимые гидроксиды, а также растворимый гидроксид NH 4 OH;
· нерастворимые соли.
Электролиты с промежуточными значениями степени диссоциации называют электролитами средней силы.
Степень диссоциации (a) зависит от следующих факторов:
от природы электролита, то есть от типа химических связей; диссоциация наиболее легко происходит по месту наиболее полярных связей;
от природы растворителя - чем полярнее последний, тем легче идет в нем процесс диссоциации;
от температуры - повышение температуры усиливает диссоциацию;
от концентрации раствора - при разбавлении раствора диссоциация также увеличивается.
В качестве примера зависимости степени диссоциации от характера химических связей рассмотрим диссоциацию гидросульфата натрия (NaHSO 4), в молекуле которого имеются следующие типы связей: 1-ионная; 2 - полярная ковалентная; 3 - связь между атомами серы и кислорода малополярная. Наиболее легко происходит разрыв по месту ионной связи (1):
| Na 1 O 3 O S 3 H 2 O O | 1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4 , 2. затем по месту полярной связи меньшей степени: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4 . 3. кислотный остаток на ионы не диссоциирует. |
Степень диссоциации электролита сильно зависит от природы растворителя. Например, HCl сильно диссоциирует в воде, слабее в этаноле C 2 H 5 OH, почти не диссоциирует в бензоле, в котором практически не проводит электрического тока. Растворители с высокой диэлектрической проницаемостью (e) поляризуют молекулы растворенного вещества и образуют с ними сольватированные (гидратированные) ионы. При 25 0 С e(H 2 O) =78,5, e(C 2 H 5 OH) = 24,2, e(C 6 H 6) = 2,27.
В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и, следовательно, к равновесию в растворе между молекулами и ионами применимы законы химического равновесия. Так, для диссоциации уксусной кислоты
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .
Константа равновесия К с будет определяться как
К с = К д = СCH 3 COO - · С H + / СCH 3 COOH.
Константу равновесия (К с) для процесса диссоциации называют константой диссоциации (К д). Её значение зависит от природы электролита, растворителя и от температуры, но от концентрации электролита в растворе она не зависит. Константа диссоциации представляет собой важную характеристику слабых электролитов, так как она указывает на прочность их молекул в растворе. Чем меньше константа диссоциации, тем слабее диссоциирует электролит и тем устойчивее его молекулы. Учитывая, что степень диссоциации в отличие от константы диссоциации изменяются с концентрацией раствора, необходимо найти связь между К д и a. Если исходную концентрацию раствора принять равной С, а степень диссоциации, соответствующую этой концентрации a, то число продиссоциированных молекул уксусной кислоты будет равна a · С. Так как
СCH 3 COO - = С H + = a · С,
тогда концентрация нераспавшихся молекул уксусной кислоты будет равна (С - a · С) или С(1- a · С). Отсюда
К д = aС · a С /(С - a · С) = a 2 С / (1- a). (1)
Уравнение (1) выражает закон разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов a<<1, то приближенно К @ a 2 С и
a = (К / С). (2)
Как видно из формулы (2), с уменьшением концентрации раствора электролита (при разбавлении) степень диссоциации увеличивается.
Слабые электролиты диссоциируют по ступеням, например:
1 ступень H 2 СO 3 « H + + НСO - 3 ,
2 ступень НСO - 3 « H + + СO 2 - 3 .
Такие электролиты характеризуются несколькими константами - в зависимости от числа ступеней распада на ионы. Для угольной кислоты
К 1 = Сн + · СНСО - 2 / СН 2 СО 3 = 4,45×10 -7 ; К 2 = Сн + · ССО 2- 3 / СНСО - 3 = 4,7 ×10 -11 .
Как видно, распад на ионы угольной кислоты определяется, главным образом, первой стадией, а вторая может проявляться только при большом разбавлении раствора.
Суммарному равновесию H 2 СO 3 « 2H + + СO 2 - 3 отвечает суммарная константа диссоциации
К д = С 2 н + · ССО 2- 3 / СН 2 СО 3 .
Величины К 1 и К 2 связаны друг с другом соотношением
К д = К 1 · К 2 .
Аналогично ступенчато диссоциируют основания многовалентных металлов. Например, двум ступеням диссоциации гидроксида меди
Cu(OH) 2 « CuOH + + OH - ,
CuOH + « Cu 2+ + OH -
отвечают константы диссоциации
К 1 = СCuOH + · СОН - / СCu(OH) 2 и К 2 = Сcu 2+ · СОН - / СCuOH + .
Так как сильные электролиты диссоциированы в растворе нацело, то сам термин константы диссоциации для них лишен содержания.
Диссоциация различных классов электролитов
С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотой называется вещество, при диссоциации которого в качестве катиона образуется только гидратированный ион водорода Н 3 О (или просто Н +).
Основанием называется вещество, которое в водном растворе в качестве аниона образует гидроксид-ионы ОН - и никаких других анионов.
Согласно теории Бренстеда, кислота - это донор протонов, а основание - акцептор протонов.
Сила оснований, как сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее электролит.
Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. Такие гидроксиды называются амфотерными. К нимотносятся Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Al(OH) 3 . Свойства их обусловлены тем, что они в слабой степени диссоциируют по типу кислот и по типу оснований
H + + RO - « ROH « R + + OН - .
Это равновесие объясняется тем, что прочность связи между металлом и кислородом незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Поэтому при взаимодействии гидроксида бериллия с соляной кислотой получается хлорид бериллия
Be(OH) 2 + HCl = BeCl 2 + 2H 2 O ,
а при взаимодействии с гидроксидом натрия - бериллат натрия
Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.
Соли можно определить как электролиты, которые в растворе диссоциируют с образованием катионов, отличных от катионов водорода, и анионов, отличных от гидроксид-ионов.
Средние соли , получаемые при полном замещении ионов водорода соответствующих кислот на катионы металла (либоNH + 4), диссоциируют полностью Na 2 SO 4 « 2Na + + SO 2- 4 .
Кислые соли диссоциируют по ступеням
1 ступень NaHSO 4 « Na + + HSO - 4 ,
2 ступень HSO - 4 « H + + SO 2- 4 .
Степенью диссоциации по 1-й ступени больше, чем по 2-й ступени, причем, чем слабее кислота, тем меньше степень диссоциации по 2-й ступени.
Основные соли, получаемые при неполном замещении гидроксид-ионов на кислотные остатки, диссоциируют также по ступеням:
1 ступень (CuОH) 2 SO 4 « 2 CuОH + + SO 2- 4 ,
2 ступень CuОH + « Cu 2+ + OH - .
Основные соли слабых оснований диссоциируют в основном по 1-й ступени.
Комплексные соли, содержащие сложный комплексный ион, сохраняющий свою стабильность при растворении, диссоциируют на комплексный ион и ионы внешней сферы
K 3 « 3K + + 3 - ,
SO 4 « 2+ + SO 2 - 4 .
В центре комплексного иона находится атом - комплексообразователь. Эту роль обычно выполняют ионы металла. Вблизи комплексообразователей расположены (координированы) полярные молекулы или ионы, а иногда и те и другие вместе, их называют лигандами. Комплексообразователь вместе с лигандами составляет внутреннюю сферу комплекса. Ионы, далеко расположенные от комплексообразователя, менее прочно связанные с ним, находятся во внешней среде комплексного соединения. Внутреннюю сферу обычно заключают в квадратные скобки. Число, показывающее число лигандов во внутренней сфере, называется координационным . Химические связи между комплексными и простыми ионами в процессе электролитической диссоциации сравнительно легко разрываются. Связи, приводящие к образованию комплексных ионов, получили название донорно-акцепторных связей.
Ионы внешней сферы легко отщепляются от комплексного иона. Эта диссоциация называется первичной. Обратимый распад внутренней сферы происходит значительно труднее и носит название вторичной диссоциации
Cl « + + Cl - - первичная диссоциация,
+ « Ag + +2 NH 3 - вторичная диссоциация.
вторичная диссоциация, как диссоциация слабого электролита, характеризуется константой нестойкости
К нест. = × 2 / [ + ] = 6,8×10 -8 .
Константы нестойкости (К нест.) различных электролитов является мерой устойчивости комплекса. Чем меньше К нест. , тем устойчивее комплекс.
Так, среди однотипных соединений:
| - | + | + | + |
| К нест = 1,3×10 -3 | К нест =6,8×10 -8 | К нест =1×10 -13 | К нест =1×10 -21 |
устойчивость комплекса возрастает при переходе от - к + .
Значения константы нестойкости приводят в справочниках по химии. С помощью этих величин можно предсказать течение реакций между комплексными соединениями при сильном различии констант нестойкости реакция пойдет в сторону образования комплекса с меньшей константой нестойкости.
Комплексная соль с малоустойчивым комплексным ионом называется двойной солью . Двойные соли, в отличие от комплексных, диссоциируют на все ионы, входящие в их состав. Например:
KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 2- 4 ,
NH 4 Fe(SO 4) 2 « NH 4 + + Fe 3+ + 2SO 2- 4 .
Сильные и слабые электролиты
Кислоты, основания и соли в водных растворах диссоциируют — распадаются на ионы. Этот процесс может быть обратимым или необратимым.
При необратимой диссоциации в растворах все вещество или почти все распадается на ионы. Это характерно для сильных электролитов (рис. 10.1, а, с. 56). К сильным электролитам относятся некоторые кислоты и все растворимые в воде соли и основания (гидроксиды щелочных и щелочноземельных элементов) (схема 5, с. 56).
Рис. 10.1. Сравнение числа ионов в растворах с одинаковым исходным количеством электролита: а — хлоридная кислота (сильный электролит); б — нитритная кислота
(слабый электролит)
Схема 5. Классификация электролитов по силе
При обратимой диссоциации протекает два противоположных процесса: одновременно с распадом вещества на ионы (диссоциацией) происходит обратный процесс объединения ионов в молекулы вещества (ассоциация). Благодаря этому часть вещества в растворе существует в виде ионов, а часть — в виде молекул (рис. 10.1, б). Электролиты,
которые при растворении в воде распадаются на ионы только частично, называют слабыми электролитами. К их числу относится вода, многие кислоты, а также нерастворимые гидроксиды и соли (схема 5).
В уравнениях диссоциации слабых электролитов вместо обычной стрелки записывают двунаправленную стрелку (знак обратимости):
Силу электролитов можно объяснить полярностью химической связи, которая разрывается при диссоциации. Чем более полярна связь, тем легче под действием молекул воды она превращается в ионную, следовательно, тем сильнее электролит. В солях и гидроксидах полярность связи наибольшая, поскольку между ионами металлических элементов, кислотными остатками и гидроксид-ионами существует ионная связь, поэтому все растворимые соли и основания — сильные электролиты. В оксигенсодержащих кислотах при диссоциации разрывается связь O-H, полярность которой зависит от качественного и количественного состава кислотного остатка. Силу большинства оксигенсодержащих кислот можно определить, если обычную формулу кислоты записать в виде E(OH) m O n . Если в этой формуле будет n < 2 — кислота слабая, если n >2 — сильная.
Зависимость силы кислот от состава кислотного остатка
Степень диссоциации
Силу электролитов количественно характеризует степень электролитической диссоциации а, показывающая долю молекул вещества, которые распались в растворе на ионы.
Степень диссоциации а равна отношению числа молекул N или количества вещества n, распавшегося на ионы, к общему числу молекул N 0 или количеству растворенного вещества n 0:
Степень диссоциации можно выражать не только в долях единицы, но и в процентах:
Значение а может изменяться от 0 (диссоциация отсутствует) до 1, или 100 % (полная диссоциация). Чем лучше распадается электролит, тем больше значение степени диссоциации.
По значению степени электролитической диссоциации электролиты часто разделяют не на две, а на три группы: сильные, слабые и электролиты средней силы. Сильными электролитами считают те, степень диссоциации которых более 30 %, а слабыми — со степенью менее 3 %. Электролиты с промежуточными значениями а — от 3 % до 30 % — называют электролитами средней силы. По этой классификации таковыми считаются кислоты: HF, HNO 2 , H 3 PO 4 , H 2 SO 3 и некоторые другие. Две последние кислоты являются электролитами средней силы только по первой стадии диссоциации, а по другим — это слабые электролиты.
Степень диссоциации — величина переменная. Она зависит не только от природы электролита, но и от его концентрации в растворе. Эту зависимость впервые определил и исследовал Вильгельм Оствальд. Сегодня ее называют законом разведения Оствальда: при разбавлении раствора водой, а также при повышении температуры степень диссоциации увеличивается.
Вычисление степени диссоциации
Пример. В одном литре воды растворили гидроген флуорид количеством вещества 5 моль. Полученный раствор содержит 0,06 моль ионов Гидрогена. Определите степень диссоциации флуоридной кислоты (в процентах).
Запишем уравнение диссоциации флуоридной кислоты:
При диссоциации из одной молекулы кислоты образуется один ион Гидрогена. Если в растворе содержится 0,06 моль ионов H+, это означает, что продиссоцииро-вало 0,06 моль молекул гидроген флуорида. Следовательно, степень диссоциации равна:
Выдающийся немецкий физико-химик, лауреат Нобелевской премии по химии 1909 года. Родился в Риге, учился в Дерптском университете, где начал преподавательскую и научную деятельность. В 35 лет переехал в Лейпциг, где возглавил Физико-химический институт. Изучал законы химического равновесия, свойства растворов, открыл закон разведения, названный его именем, разработал основы теории кислотно-основного катализа, много времени уделял истории химии. Основал первую в мире кафедру физической химии и первый физико-химический журнал. В личной жизни обладал странными привычками: чувствовал отвращение к стрижке, а со своим секретарем общался исключительно при помощи велосипедного звонка.
Ключевая идея
Диссоциация слабых электролитов — обратимый процесс, а сильных —
необратимый.
Контрольные вопросы
116. Дайте определение сильных и слабых электролитов.
117. Приведите примеры сильных и слабых электролитов.
118. Какую величину используют для количественной характеристики силы электролита? Является ли она постоянной в любых растворах? Как можно увеличить степень диссоциации электролита?
Задания для усвоения материала
119. Приведите по одному примеру соли, кислоты и основания, которые являются: а) сильным электролитом; б) слабым электролитом.
120. Приведите пример вещества: а) двухосновная кислота, которая по первой стадии является электролитом средней силы, а по второй — слабым электролитом; б) двухосновная кислота, которая по обеим стадиями является слабым электролитом.
121. В некоторой кислоте по первой стадии степень диссоциации составляет 100 %, а по второй — 15 %. Какая кислота это может быть?
122. Каких частиц больше в растворе гидроген сульфида: молекул H 2 S, ионов H+, ионов S 2- или ионов HS - ?
123. Из приведенного перечня веществ отдельно выпишите формулы: а) сильных электролитов; б) слабых электролитов.
NaCl, HCl, NaOH, NaNO 3 , HNO 3 , HNO 2 , H 2 SO 4 , Ba(OH) 2 , H 2 S, K 2 S, Pb(NO 3) 2 .
124. Составьте уравнения диссоциации стронций нитрата, меркурий(11) хлорида, кальций карбоната, кальций гидроксида, сульфидной кислоты. В каких случаях диссоциация происходит обратимо?
125. В водном растворе натрий сульфата содержится 0,3 моль ионов. Какую массу этой соли использовали для приготовления такого раствора?
126. В растворе гидроген флуорида объемом 1 л содержится 2 г этой кислоты, а количество вещества ионов Гидрогена составляет 0,008 моль. Какое количество вещества флуорид-ионов в этом растворе?
127. В трех пробирках содержатся одинаковые объемы растворов хлорид-ной, флуоридной и сульфидной кислот. Во всех пробирках количества вещества кислот равны. Но в первой пробирке количество вещества ионов Гидрогена составляет 3 . 10 -7 моль, во второй — 8 . 10 -5 моль, а в третьей — 0,001 моль. В какой пробирке содержится каждая кислота?
128. В первой пробирке содержится раствор электролита, степень диссоциации которого составляет 89 %, во второй — электролит со степенью диссоциации 8 %о, а в третьей — 0,2 %о. Приведите по два примера электролитов разных классов соединений, которые могут содержаться в этих пробирках.
129*. В дополнительных источниках найдите информацию о зависимости силы электролитов от природы веществ. Установите зависимость между строением веществ, природой химических элементов, которые их образуют, и силой электролитов.
Это материал учебника