РАСТВОРЫ.
ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ
ДИССОЦИАЦИИ
Основные понятия
Растворы — однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух и более компонентов (составных частей) и продуктов их взаимодействия, содержание которых можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности.
Компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора, называется растворителем. Другой (другие) компонент — растворенным веществом. Если агрегатное состояние компонентов раствора одинаково, растворителем считают преобладающее вещество.
По агрегатному состоянию растворы бывают газообразные, жидкие и твердые. Их количественный состав наиболее часто характеризуется массовой долей растворенного вещества и молярной концентрацией.
Массовая доля растворенного вещества — безразмерная физическая величина, равная отношению массы растворенного вещества к общей массе раствора:
где wвещества — массовая доля растворенного вещества (в долях единицы или процентах), mвещества — масса растворенного вещества и mраствора — общая масса раствора.
Молярная концентрация или молярность — отношение количества растворенного вещества к объему раствора:
где См(Х)— молярная концентрация частиц X; v(X) — количество вещества частиц X, содержащихся в растворе; V — объем раствора.
Молярная концентрация (СM или М) выражается размерностью моль/л. Например, 0,01М КОН — сантимолярный раствор гидроксида калия: 1 л такого раствора содержит 0,01 моль вещества или 0,01 моль-56 г/моль — 0,56 г КОН.
Растворимость — свойство вещества растворяться в каком-либо растворителе. Все вещества делятся на хорошо растворимые, мало растворимые и практически нерастворимые. Растворимость зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от температуры и давления (для газов). Растворение — процесс самопроизвольный.
Насыщенный раствор — раствор, находящийся в динамическом (подвижном) равновесии с избытком растворяемого вещества. Количественно растворимость выражается концентрацией насыщенного раствора, под которой понимают максимальное число граммов вещества, растворимое в 100 г растворителя при данной температуре. Это количество называют коэффициентом растворимости или просто растворимостью вещества.
Кристаллогидраты — кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, например, Na2CO3 10H20. Вода, входящая в состав кристаллогидратов, называется кристаллизационной.
Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и проводящие электрический ток (НС1, NaOH, NaCl и др.), называют электролитами. Соответственно, неэлектролитами называют вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются (N2, CHC13, СН4 и др.). Распад электролитов на ионы при растворении их в растворителе называется электролитической диссоциацией.
Перечислим основные положения теории электролитической диссоциации, открытой С. Аррениусом и Д.И. Менделеевым.
1. Диссоциация электролитов происходит под действием полярных молекул растворителя.
2. Диссоциация обратима. Параллельно с распадом молекул на ионы протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация). Диссоциация сильных электролитов практически необратима.
3. Электролиты распадаются на катионы. — положительно заряженные — и анионы. — отрицательно заряженные частицы.
4. Суммарный заряд всех катионов равен суммарному заряду всех анионов.
5. Диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований проходит ступенчато, причем в основном идет по первой ступени.
Степень диссоциации (а) — это отношение числа распавшихся на ионы молекул (N) к общему числу растворенных молекул (N0):
Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах, зависит от концентрации и температуры. При уменьшении концентрации электролита степень его диссоциации всегда увеличивается.
По степени диссоциации электролиты делятся на сильные, средние и слабые. Сильные электролиты практически полностью распадаются на ионы, у слабых электролитов большая часть растворенного вещества находится в форме молекул.
К сильным электролитам относятся многие минеральные кислоты (НС1, HBr, HI, HNO3, H2SO4, НСЮ4, НС1О3, НМпО4), щелочи, почти все растворимые соли.
НС1 -» Н+ + Сl-H2S04 -> Н+ + HS04- HSO; <=> Н+ + SO2-4
КОН -> К+ + ОН- K2SO4 -» 2К+ + SO2-4 KHS -> К+ +HS- HS- <± Н+ + S2-
К слабым электролитам относятся многие неорганические кислоты, например, HF, H2CO3, H2S, HCN, НСlO, H2SiO3, H3B03, практически все органические кислоты, гидроксид аммония и все нерастворимые гидроксиды. Вода является очень слабым амфотерным электролитом.
НСLO <=> Н+ + CLO-
NH4OH <=> NH+4 + ОН-
Н20 < => Н+ + ОН-К средним электролитам относятся такие вещества, как H2SO3, H3PO4, HN02.
Н3Р04 <=> Н+ + Н2РО-4 Н2РО-4 <=> Н+ + НРО2-4
Ионные уравнения реакций
Реакции, протекающие в растворах между ионами, называются ионными реакциями. С участием ионов могут протекать как обменные, так и окислительно-восстановительные реакции.
При составлении ионных уравнений нужно следовать определенным правилам.
1. Формулы сильных электролитов записывают в виде ионов.
2. Формулы слабых электролитов, малорастворимых и газообразных веществ, а также формулы оксидов металлов и неметаллов, формулы комплексных ионов записывают в молекулярном виде.
3. Сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов в правой части уравнения.
Реакции обмена в водных растворах электролитов могут быть: а) практически необратимыми, т.е. протекать до конца, б) обратимыми, т.е. протекать одновременно в двух противоположных направлениях.
Реакции обмена между сильными электролитами в растворах становятся практически необратимыми в тех случаях, когда ионы соединяются друг с другом и образуют осадки (1), газы (2), слабые электролиты (3) и комплексные соединения (4).
Например:
1) Образование осадка.
Молекулярное уравнение:
Ba(NO3)2 + Na2SO4 -----> BaS04¯ + 2NaN03
С учетом диссоциации сильных электролитов, которые диссоциируют полностью, можно записать полное ионное уравнение:
Ва2+ + 2NO-3 + 2Na+ + SO2-4- -» BaSO4¯+ 2Na+ + 2NO-3
Так как ионы Na+ и NO-3 имеются и в левой, и в правой частях уравнения,
т.е. эти ионы в реакции участия не принимают, их можно исключить из уравнения и записать сокращенное ионное уравнение:
Ва2+ + SO2-4 -> BaS04¯
2) Выделение газа.
КОН + NH4C1 -> NH3 + Н20 + КС1 К+ + ОН- + NH+4 + СL- --> NH3 + Н2О + К+ + СL-
NH+ + ОН- -» NH3 + Н2О
3) Образование слабого электролита.
КОН + НС1 -» КС1 + Н2О
К+ + ОН- + Н+ + СL- -> К+ + СL- + Н20
Н+ + ОН- --» Н2О
4) Образование комплексного соединения.
FeCl3 + 6KCN -> K3[Fe(CN)6] + 3KC1
Fe3+ + ЗСl- + 6К+ + 6CN--> 3K+ + [Fe(CN)6]3- + ЗК+ + ЗСl- Fe3+ + 6CN- -> [Fe(CN)6]3-
Ионные уравнения имеют более общий характер по сравнению с молекулярными, например, уравнение (а):
a)Ag+ + Cl- ®AgCl¯
выражает сущность нескольких молекулярных уравнений, например (б, в):