Физико-химические процессы в растворах
Взаимодействие между молекулами и ионами растворяемого вещества и молекулами растворителя может состоять из нескольких процессов, протекающих последовательно или одновременно.
1. Молекулярная диссоциация:
(АВ)k 
k AB
2. Взаимодействие с молекулами растворителя с образованием сольватов:
AB + (n+m)S AB × (n+m)S
3. Электролитическая диссоциация – распад вещества на ионы:
AB × (n+m)S Ax+× nS + Bx-× mS
Если вещество при растворении не подвергается диссоциации, то это неэлектролит. Если вещество в процессе растворения распадается на ионы, то это электролит.
В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул (процесс диссоциации обратим). Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации:
a = Nдис / Nобщ = Сдис / Собщ,
где N – число молекул; С – концентрация электролита в растворе.
По величине степени диссоциации электролиты делятся на две группы:
Если a > 0,3 (30%), то такие электролиты называют сильными. К сильным электролитам относятся некоторые кислоты (HCl, H2SO4, HNO3, HClO4, HBr, HI), щелочи (растворимые в воде основания металлов, такие как NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 и др.) и практически все соли. В растворах сильные электролиты практически полностью распадаются на ионы (диссоциация сильных электролитов необратимая и одноступенчатая):
Al2(SO4)3 
2 Al3+ + 3 SO4 
Если степень диссоциации электролита a < 3%, то электролиты называют слабыми. К слабым электролитам относятся молекулы воды, гидроксида аммония NH4OH, слабых кислот и оснований. Диссоциация слабых электролитов - процесс обратимый и ступенчатый, для него устанавливается состояние химического равновесия, которое характеризуется константой равновесия - константой диссоциации.
Например, диссоциация фосфорной кислоты - трехступенчатый процесс:
1 ступень: H3PO4 H+ + H2PO4 
; K1 = 
=8×10-3
2 ступень: H2PO4 H+ + HPO4 
; K2 = 
=6×10-8
3 ступень: HPO4 H+ + PO4 
; K3 = 
=2×10-12
Суммарный процесс:
H3PO4 3H+ + PO4 ; K = 
= К1×К2×К3=1×10-21
[H+], [H2PO4 ], [HPO4 ], [PO4 ], [H3PO4] - равновесные концентрации ионов;
К1, К2, К3 - ступенчатые константы диссоциации;
К - общая константа диссоциации.
Обменные реакции в растворах происходят между ионами сильных электролитов и молекулами слабых электролитов. Равновесие реакций обмена в растворах смещено в сторону образования осадков, газов, молекул слабых электролитов.
В ионном виде реакции обмена записывают следующим образом:
- сильные растворимые в воде электролиты пишут в виде ионов;
- слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул:
2NaNO2 + H2SO4 
Na2SO4 + 2HNO2
растворимая сильная растворимая слабая
в воде соль кислота в воде соль кислота
(реакция в молекулярном виде)
2Na+ + 2NO2 + 2H+ + SO42 2Na+ + SO42 + 2HNO2
(полное ионное уравнение реакции)
2NO2 + 2H+ 2HNO2
(сокращенное ионное уравнение реакции)
Свойства химических соединений в растворах определяются характером их диссоциации:
HCl H+ + Cl (кислоты при диссоциации дают ионы Н+);
NaOH Na+ + OH (основания при диссоциации дают ионы ОН-);
NaCl Na+ + Cl (cоли при диссоциации дают катионы металлов и анионы кислотных остатков).
Существуют электролиты, которые могут участвовать в химических реакциях как в роли основания, так и в роли кислоты. Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся оксиды и основания некоторых металлов: цинка, алюминия, свинца, олова, хрома(III) и некоторых других. Эти оксиды и основания способны реагировать как с кислотами, так и с основаниями, образуя в качестве продуктов реакции соли:
Al(OH)3 + 3HCl AlCl3 + 3H2O
Al(OH)3 + NaOH 
NaAlO2 + 2H2O
Al(OH)3 + 3NaOH 
Na3[Al(OH)6]
Sn(OH)2 + 2HCl SnCl2 + 2H2O
Sn(OH)2 + 2NaOH Na2SnO2 + 2H2O
Sn(OH)2 + 2NaOH Na2[Sn(OH)4]
Дата добавления: 2016-11-22; просмотров: 841;