Электролиты – это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.
Электролиты, которые практически полностью диссоциируют на ионы (ионизируются), называют сильными(!!!!!!!!!!), а электролиты, которые не полностью ионизируются, - слабыми.
Для количественной характеристики полноты диссоциации введено понятие степени диссоциации.
Степенью диссоциации электролита (α) называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы (Nи), к общему числу молекул, введённых в раствор (Nр):
α = Nи / Nр
Степень диссоциации выражают в процентах или долях единицы.
По степени диссоциации электролиты условно подразделяют на:
Сильные – α > 0,3 (30%);
Слабые – α < 0,03 (3%);
Средней силы – (3%) 0,03 < α < 0,3 (30%)
Экспериментально степень диссоциации определяют, измеряя отклонение коллигативных свойств(это свойства растворов, обусловленные только самопроизвольным движением молекул, то есть они определяются не химическим составом, а числом кинетических единиц — молекул в единице объёма или массы) растворов электролитов (обычно температура кипения и замерзания) от теоретических зависимостей:
Δt = i K Сm
Изменение температуры замерзания или температуры кипения растворов можно рассчитать после введения коэффициента, учитывающего увеличение концентрации кинетически самостоятельных частиц, вызванное диссоциацией части молекул на ионы. Предложенный Вант-Гоффом эмпирический коэффициент i (изотонический коэффициент) показывает степень отклонения коллигативных свойств растворов электролитов от растворов нелетучих неэлектролитов. Значение коэффициента i для растворов данного электролита увеличивается по мере его разбавления, стремясь в пределе к целому числу, равному числу ионов, возникающих при диссоциации формульной единицы электролита.
Количественно электролитическую диссоциацию как равновесный обратимый процесс можно охарактеризовать константой диссоциации:
Kd = {K+} + {A-} / {KA}
Уравнение справедливо для разбавленных растворов слабых электролитов.Чем сильнее диссоциирует электролит, тем болеешь константа Kd. В отличие от степени диссоциации константа Kd зависит только от природы растворителя, электролита и температуры, но не зависит от концентрации раствора. Равновесие можно сместить добавлением сильного электролита, имеющего одноимённый ион.
Между константойKd и степенью диссоциации α существует связь. Пусть в растворе электролита АВ устанавливается равновесие АВ <-> A+ + B-. Концентрация { A+} = { B-} = C α; концентрация недиссоциированных молекул составляет {AB} = C - C α = C (1 – α).
Подставляя эти выражения в уравнение для константы диссоциации:
Kd = Cα2/ (1 – α)
Это соотношение называют законом разведения Оствальда, оно выражает зависимость степени диссоциации от концентрации раствора.
α = корень(Kd / C)
Для сильных электролитов степень диссоциации является кажущейся, так как они диссоциируют на ионы практически полностью!
Кажущаяся степень диссоциации: α = (i – 1) / (n – 1), где n – число ионов, на которое диссоциирует молекула.
Можно считать, что во всех процессах в растворах электролитов участвуют лишь «активные ионы», т.е. ионы, не принимающие участия в данный момент в межионных взаимодействиях. В связи с этим для оценки концентрированных эффектов вводится величина, называемая активностью (а), - эффективная концентрация, в соответствии с которой электролит участвует в различных процессах.
Активность связана с истинной концентрацией растворённого вещества соотношением:
а = f C, где а – активность электролита, моль/л; С – концентрация электролита, моль/л; f – коэффициент активности (<1) (безразмерный).
Коэффициент активности выражает отклонение раствора концентрацией С от поведения раствора при бесконечном разведении, т.е. в отсутствие межионных взаимодействий.
В разбавленных растворах природа ионов незначительно влияет на значения коэффициента активности, так как межионные взаимодействия определяются только зарядами ионов и их концентрацией.
Количественной характеристикой межионных электростатических взаимодействий является ионная сила раствора.
Ионной силой раствора называют величину, равную полусумме произведения концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда:
I = 0,5 ∑ CiZi2 , где Ci – молярная концентрация иона i в растворе; Zi – заряд иона i.
Гетерогенные процессы – это процессы на границе раздела фаз.К гетерогенным относят прежде всего процессы, связанные с образованием и растворением малорастворимых веществ ионного типа. При контакте таких веществ (сильных электролитов) с водой часть ионов переходит в раствор и устанавливается динамическое равновесие между гидратированными ионами электролита в водном растворе и кристаллами твёрдой фазы – гетерогенное равновесие.Раствор, находящийся в равновесии с твёрдой фазой, называют насыщенным.
Термодинамическим условием наступления в системе равновесия является постоянство энергии Гиббса ΔG =0, а кинетическим условием – равенство скоростей процессов растворения и кристаллизации.
Обратимые процессы растворения происходят на границе раздела фаз независимо от количества кристаллического вещества, потому что его концентрация (и активность) в твёрдой фазе остаётся постоянной. Константу гетерогенного равновесия Ks называют константой растворимости.
Чем меньше активность (концентрация) ионов в растворе, тем меньше значение KS и, следовательно, тем меньше растворимость.
Реакции ионного обмена.
Реакции между водными растворами электролитов – это реакции, в которых участвуют ионы. Поэтому такие реакции называют ионными реакциями.
Обмен – в-ва обмениваются между собой своими составными частями без изменения составных частей.
K1A1 + K2A2 <-> K1A2 + K2A1 - реакция идёт, если сдвинуто равновесие в сторону продуктов реакции.
Условия протекания реакций ионного обмена до конца.
1.Выпадение осадка (трудно растворимое вещество)
2.Выделение газа
3.Образование слабого электролита, малодиссоциирующего вещества.
4.Образование комплексного иона.
Pb(OH)2 + 2NaOH -> Na2{Pb(OH)4}
Если в растворах нет таких ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, слабого электролита или комплексного иона, то реакция является обратимой. При сливании подобных растворов получается смесь ионов.
Диссоциация воды.
Вода – слабый амфотерный электролит. И как слабый электролит в незначительной степени диссоциирует на ионы, которые находятся в равновесии с недиссоциированными молекулами:
H2O <-> H+ + OH-
KH2O = {H+}{OH-} / {H2O}
Учитывая значение константы диссоциации воды и концентрацию недиссоциированных молекул воды в моль/л, получим выражение, называемое ионным произведением воды:
KH2O = {H+}{OH-} = 10-14
Постоянство произведения {H+}{OH-} означает, что в любом водном растворе ни концентрация ионов водорода, ни концентрация гидроксид-ионов не может быть равна нулю. Иными словами, любой водный раствор кислоты, основания или соли содержит как H+ , так и OH- -ионы. В чистой воде: {H+} = {OH-} = 10-7 моль/л. Если в неё добавить кислоту, то {H+} станет больше 10-7, а {OH-} меньше. И наоборот.
Из постоянства произведения {H+}{OH-} следует, что при увеличении концентрации одного из ионов воды соответственно уменьшает концентрация другого иона. Это позволяет вычислить концентрацию одного вида ионов, когда известна концентрация другого.
Концентрации ионов водорода, выраженные в моль/л, обычно составляют малые доли единицы. Использование таких чисел не всегда удобно. Поэтому введена особая единица измерения концентрации ионов водорода, называемая водородным показателем и обозначается рН.
Водородным показателем рН называется отрицательные десятичный логарифм концентрации ионов водорода: рН = -lg{H+}.
Гидроксильный показатель рОН называется отрицательные десятичный логарифм ионов гидроксония: рОН = -lg{OH-}.
рН + рОН = 14
рН = 7 – нейтральная среда;
рН < 7 – кислая среда;
рН > 7 – щелочная среда.
Одним из способов определения кислотности растворов является использование индикаторов (это сложные органические кислоты или основания):
| рН < 7 – кислая среда | рН = 7 – нейтральная среда | рН > 7 – щелочная среда |
| Фенолфталеин | ||
| бесцветный | бесцветный | малиновый |
| Лакмус | ||
| красный | фиолетовый | синий |
| Метилоранж | ||
| красный | оранжевый | жёлтый |
Теория кислот и оснований.
Согласно теории кислот и оснований Бренстеда – Лоури: кислотами называют молекулы или ионы, способные отдавать протон, т.е. быть донорами ионов водорода (протонов); основаниями называют молекулы или ионы, способные присоединять протоны, т.е. быть акцепторами ионов водорода (протонов).
Молекулу и ион (или два иона), отличающиеся по составу на один протон, называют сопряженной кислотно-основной парой. В водных растворах кислот и оснований всегда имеются, как минимум, две сопряженные пары, одну из которых образует растворитель.
Равновесия, устанавливающиеся в растворах между кислотами и сопряжёнными основаниями, называют протолитическими. К протолитическим реакциям относят процессы ионизации кислот и оснований, например:
NH3 + H2O <-> NH4+ + OH-
О-е к-та к-та о-е
H2O + HCl <-> H3O+ + Cl-