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.

a = С/С0 ,

где С - концентрация продиссоциированных молекул, моль/л;

С0 - 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 (H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI);

· растворимые гидроксиды, кроме NH4OH;

· растворимые соли.

Электролитическая диссоциация сильных электролитов протекает необратимо

HNO3 ® H+ + NO-3 .

Слабые электролиты имеют степень диссоциации меньше 2% (a< 0,02). К ним относятся:

· слабые неорганические кислоты (Н2СО3 , Н2S, НNO2, HCN, H2SiO3 и др.) и все органические, например, уксусная кислота (CH3COOH);

· нерастворимые гидроксиды, а также растворимый гидроксид NH4OH;

· 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 (NaHSO4), 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. NaHSO4 ® Na+ + HSO-4 , 2. затем по месту полярной связи меньшей степени: HSO-4 ® H+ + SO2-4 . 3. кислотный остаток на ионы не диссоциирует.

 

Степень диссоциации электролита сильно зависит от природы растворителя. Например, HCl сильно диссоциирует в воде, слабее в этаноле C2H5OH, 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 250С e(H2O) =78,5, e(C2H5OH) = 24,2, e(C6H6) = 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

CH3COOH « CH3COO- + H+.

Константа равновесия Кс будет определяться как

Кс = Кд = СCH3COO- · С H+ / СCH3COOH.

Константу равновесия (Кс) для процесса диссоциации называют константой диссоциации (Кд). 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 Кд 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

СCH3COO- = С H+ = a · С,

тогда концентрация нераспавшихся молекул уксусной кислоты будет равна (С - a · С) или С(1- a · С). Отсюда

Кд = aС · a С /(С - a · С) = a2С / (1- a). (1)

Уравнение (1) выражает закон разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов a<<1, то приближенно К @ a2С 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 H2СO3 « H+ + НСO-3 ,

2 ступень НСO-3 « H+ + СO2-3 .

Такие электролиты характеризуются несколькими константами - в зависимости от числа ступеней распада на ионы. Для угольной кислоты

К1 = Сн+ · СНСО-2 / СН2СО3 = 4,45×10-7; К2 = Сн+ · ССО2-3/ 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 H2СO3 « 2H+ + СO2-3 отвечает суммарная константа диссоциации

Кд = С2н+ · ССО2-3/ СН2СО3.

Величины К1 и К2 связаны друг с другом соотношением

Кд = К1 · К2.

Аналогично ступенчато диссоциируют основания многовалентных металлов. Например, двум ступеням диссоциации гидроксида меди

Cu(OH)2 « CuOH+ + OH-,

CuOH+ « Cu2+ + OH-

отвечают константы диссоциации

К1 = СCuOH+ · СОН- / СCu(OH)2 и К2 = 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 кислотойназывается вещество, при диссоциации которого в качестве катиона образуется только гидратированный ион водорода Н3О (или просто Н+).

Основаниемназывается вещество, которое в водном растворе в качестве аниона образует гидроксид-ионы ОНи 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 = BeCl2 + 2H2O ,

а при взаимодействии с гидроксидом натрия - бериллат натрия

Be(OH)2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2H2O.

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 Na2SO4 « 2Na+ + SO2-4.

Кислые соли диссоциируют по ступеням

1 ступень NaHSO4 « Na+ + HSO-4,

2 ступень HSO-4 « H+ + SO2-4.

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)2SO4 « 2 CuОH + + SO2-4,

2 ступень CuОH + « Cu2+ + 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

K3[Fe(CN)6] « 3K+ + [Fe(CN)6]3-,

[Cu(NH3)4]SO4 « [Cu(NH3)4]2+ + SO2-4.

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

[Ag(NH3)2]Cl « [Ag(NH3)]+ + Cl- - первичная диссоциация,

[Ag(NH3)2]+ « Ag+ +2 NH3 - вторичная диссоциация.

вторичная диссоциация, как диссоциация слабого электролита, характеризуется константой нестойкости

Кнест. = [Ag+] × [NH3]2 / [ [Ag(NH3)2]+ ] = 6,8×10-8.

Константы нестойкости (Кнест.) различных электролитов является мерой устойчивости комплекса. Чем меньше Кнест. , тем устойчивее комплекс.

Так, среди однотипных соединений:

[Ag(HO2)2]- [Ag(NH3)2]+ [Ag(S2O3)2]+ [Ag(CN)2]+
Кнест = 1,3×10-3 Кнест =6,8×10-8 Кнест =1×10-13 Кнест =1×10-21

устойчивость комплекса возрастает при переходе от [Ag(HO2)2]- к [Ag(CN)2]+.

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(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO2-4,

NH4Fe(SO4)2 « NH4+ + Fe3+ + 2SO2-4 .

 








Дата добавления: 2014-12-02; просмотров: 4602;


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам перенёс пользу информационный материал, или помог в учебе – поделитесь этим сайтом с друзьями и знакомыми.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2024 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.017 сек.