Химия /
←предыдущая следующая→
1 2 3 4 5 6 7
растворении в воде диссоциируют.
2. Под действием электрического тока ионы движутся в растворе: положительно заряженные - к катоду, отри¬цательно заряженные — к аноду.
3. Диссоциация – обратимый процесс
В молекуле воды связь ковалентная полярная, моле¬кула угловая, следовательно, молекула воды — диполь.
Причина диссоциации веществ с ионной связью: ди¬поли воды разрушают кристаллическую решетку.
Причина диссоциации веществ с ковалентной поляр¬ной связью: молекулы воды вызывают еще большую по¬ляризацию связи вплоть до ее разрыва.
Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты
Степень диссоциации — отношение числа распавших¬ся молекул к общему числу молекул растворенного ве¬щества:
Если а 1, то электролит сильный. В растворе прак¬тически нет молекул. Примеры: НСl; NaOH; KBr.
Если а 0, то электролит слабый. В растворе много молекул и мало ионов. Примеры: H2S; NH3; Fe(SCN)3.
Диссоциация кислот, щелочей и солей
Кислоты — электролиты, в растворах которых нет дру¬гих катионов, кроме катионов водорода.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
Основания — электролиты, в растворах которых нет других анионов, кроме гидроксид-ионов.
Соли — электролиты, в растворах которых есть кати¬оны металлов или ион аммония и анионы кислотных ос¬татков.
Билет №5. (углубленный)
Электролиты и неэлектролиты. Электролическая диссоциация неорганических кислот, солей, щелочей. Степень диссоциации.
Электролит проводит электрический ток в результате того, что направленное переме¬щение его ионов создает поток электрических зарядов. Таким образом, пропускание электрического тока через электролит сопровождается переносом вещества.
Электролитами чаще всего являются такие соединения, как кислоты, основания или соли, находящиеся в расплавленном состоянии или в водных растворах. Способ¬ность электролитов проводить электрический ток называется электролитической прово¬димостью. Ее следует отличать от электронной проводимости обычных проводников электрического тока, например металлов. В веществах с электронной проводимостью поток заряда обусловлен потоком электронов, а не перемещением ионов. Поэтому пропускание электрического тока через проводники с электронной проводимостью не сопровождается переносом вещества.
Электролиты в свою очередь могут быть подразделены на два типа: сильные и слабые электролиты. Сильный электролит – это соединение, которое в расплавленном состоянии или в растворе полностью ионизировано. Примером сильного электролита может служить соляная кислота. При растворении хлороводорода в воде происходит его полная ионизация:
В этом уравнении использована простая (а не двойная) стрелка, чтобы показать, что процесс идет в указанную сторону до полного завершения.
Слабый электролит – это вещество, которое диссоциирует на ионы лишь частично. Следовательно, в растворе устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами такого вещества и диссоциированными ионами. Примером слабого электролита является уксусная кислота:
Органические кислоты и основания обычно являются слабыми электролитами.
Неэлектролит вообще не диссоциирует на ионы и поэтому не обладает спо¬собностью проводить электрический ток. Большинство органических соединений при¬надлежат к неэлектролитам.
Механизм электролитической диссоциации — распада молекул или кристаллов растворяемого вещества на ионы под влиянием моле¬кул растворителя — был понят несколько позднее. Согласно современным воз¬зрениям, такой распад является результатом взаимодействия поляр¬ных молекул растворителя, например воды, с молекулами или крис¬таллической решеткой растворяемого вещества. Молекулы раствори¬теля атакуют кристаллическую решетку, разрушая ее и переводя составные части решетки (ионы) в раствор в форме сольватированных (гидратированных) заряженных частиц Окружающие эти ионы полярные молекулы растворителя ориентированы в соответствии с зарядом ионов. Растворение электролита в известной мере упорядочи¬вает молекулы растворителя. Естественно предположить, что эта способность к упорядочению молекул растворителя у многозарядных ионов выражена сильнее, чем у однозарядных. В этом и нужно искать причину того, что соли, содержащие многозарядные ионы, плохо растворимы (в ряде случаев практически нерастворимы) в воде. На¬пример, хлорид бария растворим хорошо, а сульфат бария — очень плохо. Следовательно, влияние растворенного вещества и растворителя является обоюдным: полярные молекулы растворителя разрушают кристаллическую решетку растворяемого вещества на отдельные ионы, а эти ионы, переходя в раствор, вызывают изменение растворителя, заставляя его молекулы упорядочиваться. Кроме того, сольватированные ионы растворенного вещества не индифферентны по отноше¬нию друг к другу. Противоположно заряженные ионы имеют тен¬денцию притягиваться силами электростатического взаимодействия, образуя нейтральные молекулы или нейтральные группы молекул. Разумеется, в реальном растворе всегда присутствуют как отдельные сольватированные ионы, так и нейтральные молекулы.
Действие растворителя на растворенное вещество настолько ве¬лико, что может вызывать электролитическую диссоциацию веществ, не обладающих ионным типом связи. Например, полярные молекулы хлороводорода, растворяясь в воде, разрываются ее молекулами на ионы. При растворении хлороводорода в бензоле, являющемся менее полярным растворителем, чем вода, диссоциации молекул не проис¬ходит. Поэтому раствор хлороводорода (кислота) в воде проводит электрический ток, а в бензоле нет.
Степень электролитической диссоциации – число, показываю¬щее, какая часть молекул электролита находится в растворе в виде ионов.
Согласно этому определению
Очевидно, во всех растворах неэлектролитов, где диссоциация на ионы полностью отсутствует, =0, а в растворах, в которых все растворенное вещество присутствует в форме ионов (полная диссо¬циация), =1. Очень часто для растворов средней и высокой кон¬центраций (с5,0%...с10,0%) считают, что слабые электролиты характеризуются 0,03, а сильные – 0,30. Электролиты сред¬ней силы характеризуются промежуточными значениями степени дис¬социации: 0,030,30. Однако необходимо отметить, что предложенная классификация является в значительной степени условной (особенно в случае слабых электролитов и электролитов средней силы). Это объясняется следующим. Степень диссоциации в общем случае зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации и температуры раствора. Для растворов, образованных одними и теми же компонентами (растворителем и растворенным веществом), наи¬больший интерес представляет зависимость степени диссоциации от концентрации раствора. Для слабых электролитов типа H+B– (кис¬лота) или А+ОН– (основание) степень диссоциации ос и концентрация раствора с связаны зависимостью:
где Кi — константа, характеризующая способность того или иного слабого электролита к диссоциации.
При малых значениях (0,05) разность 1– приблизитель¬но равна 1. Тогда из этого уравнения можно получить:
что является математическим выражением закона разведения Оствальда: степень диссоциации слабого электролита в растворе тем выше, чем более разбавлен раствор.
Допустим, что при растворении электролита ВА в воде образуется раствор, имеющий концентрацию с. В результате некоторая часть а электролита ВА диссоциирует, образуя ионы B+ и А–. Величина называется степенью диссоциации. Равновесная концентрация неионизированного электролита ВА оказывается равной с(1– ). Таким образом, можно записать
Запишем теперь выражение для константы равновесия рассматриваемой диссоциации
Подставив в это выражение равновесные концентрации участников диссоциации, получим
Это соотношение и представляет собой закон разбавления Оствальда. Константа Кс называется константой диссоциации электролита. Чем больше Kc, тем сильнее электро¬лит.
Билет №6.
Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие и условия его смещения (изменение концентрации реагентов, температуры, давления).
Необратимые реакции протекают до полного расходования одного из исходных веществ, т. е. если одно из получающихся веществ выпадает в осадок или выделяется в виде газа:
Обратимые реакции протекают до достижения состояния химического равновесия.
Химическое равновесие — состояние, при кото¬ром скорости прямой и обратной реакций равны.
Обратимые реакции протекают до достижения состояния равновесия.
Обратимость многих реакций кажущаяся. Так, реакция водорода с кислородом с образованием воды кажется обратимой. Однако при температуре 2000°С с заметной скоростью протекает обратный процесс — разложение воды на водород и кислород и устанавливается равновесие.
Смещение химического равновесия при изменении условий описывается принципом Ле-Шателье.
При изменении внешних условий равновесие реакции смещается таким образом, чтобы уменьшить это воздействие.
Смещение равновесия при изменении температуры. В случае экзотермической реакции (протекающей с выделением тепла) равновесие смещается
←предыдущая следующая→
1 2 3 4 5 6 7
|
|