Главная | Обратная связь

Реакції в розчинах електролітів. Напрям таких реакцій.

Згідно з положеннями теорії електролітичної дисоціації Арреніуса при розчиненні у воді електроліти дисоціюють на іони. Позитивно заряджені іони називають катіонами, до них належать іони металів, амонію і водню. Негативно заряджені іони називають аніонами; до них належать іони кислотних залишків і гідроксильні іони. Як і молекули розчинника, іони в розчині перебувають у стані невпорядкованого теплового руху.

Процес електролітичної дисоціації зображають, користуючись хімічними рівняннями. Наприклад, дисоціація HCl виразиться рівнянням:

HCl Н⁺ + Cl^-.

Теорії Арреніуса протистояла хімічна або гідратна теорія розчинів Менделєєва, в основі якої лежало уявлення про взаємодію розчиненої речовини з розчинником. Російськийфізхімік І.О. Каблуков об’єднав фізичну і хімічну теорію розчинів і вперше висловив припущення про гідратацію іонів. Іони утворюють з водою (коли вода є розчинником) нестійкі сполуки –гідратовані іони. Отже, при розчиненні електролітів молекули розщеплюються на іони; іони взаємодіють з молекулами розчинника. При цьому обидва процеси – дисоціація і гідратація – відбуваються одночасно.

При дисоціації кислот утворюються іони гідроксонію:

HCl + H₂O  H₃O⁺ + Cl^-.

Гідроксоній

Ступенем дисоціації електроліту називається відношення числа його молекул, що продисоціювали на іони, до загального числа його молекул в розчині.

 = С_дис/С_заг,

де С_дис – число молів продисоційованого електроліту (моль/л);

С_заг – загальна концентрація електроліту (моль/л).

З цього виразу видно, що 0<  < 1. (може бути виражений в процентах). Величина ступеня дисоціації залежить від:

- хімічної природи речовини;

- концентрації розчину;

- природи розчинника.

За величиною ступеня дисоціації 0,01 – 0,1 н розчинів усі електроліти поділяють на сильні і слабкі. До сильних електролітів належать електроліти, які у водних розчинах дисоційованіпрактично повністю ( > 50 %). (Поняття ступеня дисоціації до них по суті і не може бути застосоване). Це більшість солей, HClO₄, HBF₄, HNO₃, HCl, HBr та інші кислоти, гідроксиди лужних і лужноземельних металів. Слабкі електроліти дисоціюють частково ( < 3 %).. До них належать більшість органічних кислот, H₂CO₃, H₂S, HCN, NH₄OH та інші. Характерною особливістю слабких електролітів є встановлення хімічної рівноваги між іонами і молекулами розчиненої речовини:

СН₃СООН  СН₃СОО^- + Н⁺.

Для рівноваги, яка встановлюється в розчині слабкого електроліту між молекулами й іонами, можна записати вираз константи рівноваги. Дисоціації оцтової кислоти відбувається за рівнянням:

СН₃СООН  СН₃СОО^- + Н⁺.

Константа рівноваги має вигляд:

.

Константа рівноваги, що відповідає дисоціації слабкого електроліту, називається константою дисоціації (див. табл. 5 Додатків). Вона залежить від природи електроліту, природи розчинника, температури розчину, але не залежить від концентрації електроліту.

Константа рівноваги характеризує здатність кислоти або основи розпадатися на іони: чим вище К, тим легше електроліт дисоціює.

Багатоосновні кислоти і багатокислотні основи дисоціюють ступінчасто. У розчинах цих кислот встановлюються складні рівноваги, в яких беруть участь іони різного заряду.

Н₂СО₃  Н⁺ + НСО₃^-, НСО₃^-  Н⁺ + СО₃^2-,

,

К₁ ^. К₂ =К_дис.,

де К₁, К₂ – ступінчасті константи дисоціації, а К_дис. – сумарна константа дисоціації.

.

При ступінчастій дисоціації речовин наступний (другий) ступінь характеризується меншим розпадом, ніж попередній (перший), тобто К₁ К₂.

Між константою і ступенем дисоціації встановлено зв’язок, відомий як закон розведення Оствальда. Розглянемо дисоціацію слабкого електроліту СН₃СООН:

СН₃СООН  СН₃СОО^- + Н⁺

Нехай, С – концентрація оцтової кислоти, моль/л,

 - ступінь дисоціації оцтової кислоти.

[CH₃COO^-] = [H⁺] = Cмоль/л, оскільки  = Сдис./Сзаг., концентрація недисоційованої оцтової кислоти буде дорівнювати С - С = С(1 - ) моль/л. Тоді для константи дисоціації оцтової кислоти отримаємо вираз:

.

Це рівняння є математичним виразом закону розведення.

Якщо електроліт є дуже слабким, то  1, тоді lim(1-) = 1, а закон розведення записують так:

3 останього рівняння чітко випливає, що із зменшенням концентрації електроліту ступінь його дисоціації зростає.

Іонний добуток води–це добуток концентрації (активності) іонів Н⁺ та ОН^-, який у будь-якому водному розчині є величина стала:

[H⁺] ^. [OH^-] = K_w = 10^-14.

Після логарифмування отримємо:

lg[H⁺] + lg[OH^-] = lg10^-14.

рН = - lg[H⁺] – водневий показник розчину.

рОН = - lg[ОH^-] – гідроксильний показник розчину.

рН + рОН = 14.

У нейтральному середовищі концентрації іонів гідрогену і гідроксилу рівні, тому рН = рОН = 7, у кислому - рН<7, у лужному - рН>7.