Растворы электролитов. Возникновение ионов в растворах. Процессы сольватации и гидратации. Сильные и слабые электролиты.

Электролиты – вещества, которые при растворении подвергаются диссоциации на ионы. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Например, при растворении в воде уксусная кислотадиссоциирует на ион водорода и ацетат-ион:

CH3COOH H+ + CH3COO–

Необходимым условием, определяющим возможность процесса электролитической диссоциации, является наличие в растворяемом веществе ионных * или полярных связей *, а также достаточная полярность * самого растворителя *. Количественная оценка процесса электролитической диссоциации дается двумя величинами: степенью диссоциации α и константой диссоциации K.

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ, содержат в заметных концентрациях ионы-катионы и анионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации молекул растворенного в-ва.

Степенью диссоциации (α ) электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе, т. е. . Так, если C=0, 1 моль/л, а концентрация диссоциированной части вещества Сд=0, 001 моль/л, то для растворенного вещества α =0, 001/0, 1=0, 01, или α =1%. Степень электролитической диссоциации зависит как от природы растворенного вещества, так и от концентрации раствора, увеличиваясь с его разбавлением.

Электролиты можно разделить на две большие группы: сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью. К сильным электролитам относятся, например, H2SO4, HCl, HNO3, H3PO4, HClO3, HClO4, KOH, а также хорошо растворимые соли: NaCl, KBr, NH4NO3и др. Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. К слабым электролитам относятся плохо растворимые соли (см. таблицу растворимости), вода и большинство органических кислот (например, уксусная CH3COOH, муравьиная HCOOH), а также неорганические соединения: H2CO3, H2S, HCN, H2SiO3, H2SO3, HNO2, HClO, HCNO, NH4OH и др.

Константа равновесия для процесса диссоциации называется константой диссоциации (K). В общем случае для электролита, диссоциирующего на два иона:

АВ А+ + В–

Для приведенного выше процесса диссоциации уксусной кислоты:

Если обозначить концентрацию электролита, распадающегося на два иона, через C, то

[A+] = [B–] = α C; [AB] = C(1–α );

Диссоциация на ионы в растворах происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит в значительной мере химический характер. Наряду с сольватирующей способностью молекул растворителя определённую роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя — его диэлектрическая проницаемость.

Сольвата́ ция (от лат. solvo «растворяю») — электростатическое взаимодействие между частицами (ионами, молекулами) растворенного вещества и растворителя. Сольватация в водных растворах называется гидратацией. Образующиеся в результате сольватации молекулярные агрегаты называются сольватами (в случае воды — гидратами). В отличие от сольволиза, объединение однородных частиц в растворе называют ассоциацией.

Механизм

Сольватация состоит в том, что молекула растворенного вещества оказывается окруженной сольватной оболочкой, состоящей из более или менее тесно связанных с ней молекул растворителя. В результате сольватации образуются сольваты — образования постоянного или переменного состава. Время жизни сольватов определяется характером и интенсивностью межмолекулярных взаимодействий; даже в случае сильного взаимодействия время жизни отдельного сольвата мало из-за непрерывного обмена частицами в сольватной оболочке.

В соответствии с типами межмолекулярного взаимодействия выделяют неспецифическую и специфическую сольватацию. Неспецифическая сольватация обусловлена ван-дер-ваальсовыми взаимодействиями, специфическая сольватация проявляется главным образом вследствие электростатических взаимодействий, координационных и водородных связей.

Применение

Сольватация приводит к тому, что тип растворителя изменяет скорость химических реакций (до 109 раз), определяет относительную устойчивость таутомеров, конформеров, изомеров, влияет на механизм реакций. Положения кислотно-основных равновесий в значительной степени определяются сольватирующей способностью растворителя.

Гидратация — присоединение молекул воды к молекулам или ионам. Гидратация является частным случаем сольватации — присоединения к молекулам или ионам веществ молекул органического растворителя. В отличие от гидролиза гидратация не сопровождается образованием водородных или гидроксильных ионов. Гидратация в водных растворах приводит к образованию стойких и нестойких соединений воды с растворенным веществом (гидратов); в органических растворителях образуются аналогичные гидратам сольваты. Гидратация обусловливает устойчивость ионов в растворах и затрудняет их ассоциацию.

Гидратация является движущей силой электролитической диссоциации — источником энергии, необходимой для разделения противоположно заряженных ионов.

Гидратация непредельных углеводородов в присутствии концентрированной серной кислоты:

СН2=СН2 + Н2O → СН3—СН2—ОН

CH2=CH− CH3 + Н2O → CH3− CH(OH)− CH3

Самопроизвольный частичный или полный распад растворенных электролитов на ионы называется электролитической диссоциацией. Термин «ионы» введен английским физиком М. Фарадеем (1833). Теория электролитической диссоциации была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом (1887) для объяснения свойств водных растворов электролитов. В дальнейшем она развивалась многими учеными на основе учения о строении атома и химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют (распадаются) на ионы — положительно и отрицательно заряженные. («Ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворе ионы беспорядочно движутся в различных направлениях.)

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные движутся к катоду, отрицательно заряженные — к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые — анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженных электродами.

3. Диссоциация — обратимый процесс. Это означает, что наступает такое состояние равновесия, при котором сколько молекул распадается на ионы (диссоциация), столько их вновь образуется из ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости.

Например:

KA ↔ K+ + A−,

(1)

где KA — молекула электролита, K+ — катион, A− — анион.

 

16) Количественное определение кислотности водных растворов. Понятия рН и рК. Расчеты рН кислых и щелочных растворов.

Кислотность водного раствора обусловлена наличие в нем положительных водородных ионов Н+ и оценивается концентрацией в 1 литре раствора C(H+) (моль/л или г/л). В абсолютно чистой воде концентрации ионов Н+ и ОН– равны и раствор нейтрален. В кислых растворах преобладают ионы Н+, в щелочных – ионы ОН–, однако их произведение в любых условиях постоянно. Следовательно, увеличение концентрации одного типа ионов приводит к уменьшению концентрации другого типа в том же количестве. На практике степень кислотности (или щелочности) раствора выражается водородным показателем рН (от латинского «пундус гидрогениум» — вес водорода), представляющим собой отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации водородных ионов рН = –lgC(H+). Эта величина может изменяться в небольших пределах – всего от –1 до 15 (а чаще – от 0 до 14). При этом изменению концентрации ионов Н+ в 10 раз соответствует изменение рН на одну единицу. Таким образом, концентрация водородных ионов в среде с рН = 5 в 10, 100 и 1000 раз выше, чем в среде с рН = 6, 7 и 8 соответственно.

Кислыми называют растворы, в которых рН < 7, и, соответственно, чем ниже уровень pH, тем кислее раствор. В щелочных растворах рН > 7, и, чем ближе это значение к 14, тем раствор считается более щелочным. Установленная шкала кислотности идет от рН = 0 (крайне высокая кислотность) до рН = 14 (крайне высокая щелочность). Нейтральная среда имеет показатель ph, равный 7 (при комнатной температуре).

Показатель рН непосредственно влияет на нормальное протекание всех биохимических процессов у живых организмов. Очень важно, чтобы все процессы проходили при строго заданной кислотности. В частности, это необходимо для нормального функционирования биологических катализаторов – ферментов (при выходе за эти пределы их активность может резко снижаться). В клетках организма рН имеет значение около 7, во внеклеточной жидкости – 7, 4. Наиболее чувствительны к изменению ph нервные окончания, которые находятся вне клеток. Кроме того, организм использует данное изменение ph в сигнальных целях: при механических или термических повреждениях тканей стенки клеток разрушаются и их содержимое попадает на нервные окончания. Было доказано, что боль вызывают именно катионы водорода, причем с уменьшением рН раствора боль усиливается, - и это лишь частный пример роли ph для живых организмов. Для примера, чистая природная, в частности дождевая, вода в отсутствие загрязнителей тем не менее имеет слабокислую реакцию (рН = 5, 6), поскольку в ней легко растворяется углекислый газ с образованием слабой угольной кислоты.

Для определения степени кислотности используют специальные приборы - рН-метры, которые бывают весьма недешевы. Такие приборы измеряют электрический потенциал специального электрода (ЭДС), погруженного в раствор, и этот потенциал зависит от концентрации ионов водорода в растворе, и весьма вероятно измерить его с высокой точностью.

Простым способом определения характера среды является применение индикаторов – химических веществ, окраска которых изменяется в зависимости от рН среды. Наиболее распространенные индикаторы – фенолфталеин, метилоранж, лакмус. Метиловый оранжевый при рН < 3, 1 имеет красный цвет, а при рН > 4, 4 – желтый; лакмус при рН < 6, 1 красный, а при рН > 8 – синий и т.д. В домашних условия без наличия этих индикаторов для определения кислотности среды вполне пригодны естественные красители из красной капусты и черной смородины.

Водоро́ дный показа́ тель, pH (лат. pondus Hydrogenii — «вес водорода», произносится «пэ аш») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифму активности водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

{\displaystyle {\mbox{pH}}=-\lg \left[{\mbox{H}}^{+}\right]}

Величина pK

Чаще вместо самой константы диссоциации K используют величину pK, которая определяется как отрицательный десятичный логарифм самой константы:

Для слабых электролитов, к каковым относятся некоторые кислоты и основания, константа равновесия реакции диссоциации получила название константы диссоциации. Поскольку эти константы – очень малые величины = 1, 86∙ 10–5, = 1, 77∙ 10–5), их выражают через отрицательный десятичный логарифм: – lg Kдисс =pKдисс.

{ pK_{a}={-\lg \ K_{a}}}. Для вычисления рН растворов кислот и оснований следует пред­варительно вычислить молярную концентрацию свободных ионов водорода ( ) или свободных гидроксил ионов ( ), а затем воспользоваться
формулами:
pH=-lg[ H+ ]; рОН-=-lg[ OH-]; рН + рОН =14

Концентрация любого иона в моль/л в растворе электролита можно вычислить по уравнению

 

где См иона – молярная концентрация иона в моль/л;
См – молярная концентрация электролита в моль/л;
α -степень диссоциации электролита;
n -количество ионов данного вида, которое получается при распаде одной молекулы электролита.
Если электролит слабый, то значение степени диссоциации может быть определено на основании закона разбавления Оствальда:

тогда CMиона=См·α ·n =v СMКдис

Пример 1. Вычислить рН 0, 001H раствора гидроксида натрия.

Решение: гидроксид натрия является сильным электролитом, диссоциация в водном растворе происходит по схеме:
NaOH —> Na++OH-
Степень диссоциации в разбавленном растворе можно принять равной 1. Концентрация ионов ОН (моль/л) в растворе равна:

Пример 2. Вычислить рН 1%-ного раствора муравьиной кислоты, считая, что плотность раствора равна 1г/мл; Кдисс = 2, 1·10-4

Решение: 1л раствора содержит 10г НСООН, что составляет 10/46= =0, 22моль, где 4б г/моль - молярная масса муравьиной кис­лоты. Следовательно, молярная концентрация раствора равна 0, 22моль/л. Муравьиная кислота – слабый электролит, поэтому

так как HCOOH < —> H++HCOO-

Пример 3. рН раствора составляет 4, 3. Вычислить [ H+ ] и [ OH- ]

Решение:
[Н+] = 10-pH =10-4, 3 = 5•10-5моль/л

[ OH- ]=10-14/5•10-5=2•10-10моль/л.

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: