Диссоциация электролита количественно характеризуется степенью диссоциации. Степень диссоциации a – это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы N дисс. , к общему числу молекул растворенного электролита N :
a =
a – доля молекул электролита, распавшихся на ионы.
Степень диссоциации электролита зависит от многих факторов: природы электролита, природы растворителя, концентрации раствора, температуры.
По способности к диссоциации электролиты условно разделяют на сильные и слабые. Электролиты, которые в растворе существуют только в виде ионов, принято называть сильными . Электролиты, которые в растворенном состоянии находятся частично в виде молекул и частично в виде ионов, называются слабыми .
К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты: H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HI, HClO 4 , гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (см. прил., табл. 6).
Процесс диссоциации сильных электролитов идет до конца:
HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,
и в уравнениях диссоциации ставятся знаки равенства.
Применительно к сильным электролитам понятие «степень диссоциации» носит условный характер. «Кажущаяся» степеньдиссоциации (a каж) ниже истинной (см. прил., табл. 6). С увеличением концентрации сильного электролита в растворе усиливается взаимодействие разноименно заряженных ионов. При достаточном приближении друг к другу они образуют ассоциаты. Ионы в них разделены слоями полярных молекул воды, окружающих каждый ион. Это сказывается на уменьшении электропроводности раствора, т.е. создается эффект неполной диссоциации.
Для учета этого эффекта введен коэффициент активности g, который уменьшается с возрастанием концентрации раствора, изменяясь в пределах от 0 до 1. Для количественного описания свойств растворов сильных электролитов пользуются величиной, называемой активностью (a) .
Под активностью иона понимают ту эффективную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях.
Активность иона (a ) равна его молярной концентрации (С ), умноженной на коэффициент активности (g):
а = gС .
Использование активности вместо концентрации позволяет применять к растворам закономерности, установленные для идеальных растворов.
К слабым электролитам относятся некоторые минеральные (HNO 2 , H 2 SO 3 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, H 3 PO 4) и большинство органических кислот (СН 3 СООН, Н 2 С 2 О 4 и др.), гидроксид аммония NH 4 OH и все малорастворимые в воде основания, органические амины.
Диссоциация слабых электролитов обратима. В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. В соответствующих уравнениях диссоциации ставится знак обратимости («). Например, уравнение диссоциации слабой уксусной кислоты записывается так:
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .
В растворе слабого бинарного электролита (КА ) устанавливается следующее равновесие, характеризуемое константой равновесия, называемой константой диссоциации К д:
КА « К + + А - ,
.
Если в 1 л раствора растворено С молей электролита КА и степень диссоциации равна a, значит, продиссоциировало aС молей электролита и образовалось каждого иона по aС молей. В недиссоциированном состоянии остается (С – aС ) молей КА .
КА « К + + А - .
С – aС aС aС
Тогда константа диссоциации будет равна:
(6.1)
Так как константа диссоциации не зависит от концентрации, то выведенное соотношение выражает зависимость степени диссоциации слабого бинарного электролита от его концентрации. Из уравнения (6.1) видно, что уменьшение концентрации слабого электролита в растворе приводит к росту степени его диссоциации. Уравнение (6.1) выражает закон разбавления Оствальда .
Для очень слабых электролитов (при a <<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:
К д a 2 C , или a » (6.2)
Константа диссоциации для каждого электролита постоянна при данной температуре, она не зависит от концентрации раствора и характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем выше К д, тем в большей степени электролит диссоциирует на ионы. Константы диссоциации слабых электролитов сведены в таблицы (см. прил., табл. 3).
Слабые электролиты - вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе. К слабым электролитам относятся:
1) почти все органические кислоты (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH и др.);
2) некоторые неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S и др.);
3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония Ca 3 (PO 4) 2 ; Cu(OH) 2 ; Al(OH) 3 ; NH 4 OH;
Они плохо проводят (или почти не проводят) электрический ток.
Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.
Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах (a = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).
Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H 2 O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле-Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.
Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации a и исходную концентрацию вещества c в растворе.
HAn = H + + An - .
Константа равновесия К р этой реакции и есть константа диссоциации К д:
К д = . / . (10.11)
Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита С и его степень диссоциации α, то получим:
К д = С. α . С. α/С. (1-α) = С. α 2 /1-α. (10.12)
Это отношение называют законом разбавления Оствальда . Для очень слабых электролитов при α<<1 это уравнение упрощается:
К д = С. α 2 . (10.13)
Это позволяет заключить, что при бесконечном разбавлении степень диссоциации α стремится к единице.
Протолитическое равновесие в воде:
,
,
При постоянной температуре в разбавленных растворах концентрация воды в воде постоянна и равна 55,5 , ()
, (10.15)
где K в – ионное произведение воды.
Тогда =10 -7 . На практике из-за удобства измерения и записи используют величину – водородный показатель, (критерий) силы кислоты или основания. По аналогии .
Из уравнения (11.15): . При рН=7 – реакция раствора нейтральная, при рН<7 – кислая, а при pH>7 – щелочная.
При нормальных условиях (0°С):
, тогда
Рисунок 10.4 - pH различных веществ и систем
10.7 Растворы сильных электролитов
Сильные электролиты - это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO 4 , H 2 SO 4 ,HNO 3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH) 2 ,Sr(OH) 2 ,Ca(OH) 2).
В растворе сильного электролита растворённое вещество находится, в основном, в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.
Принципиальное отличие сильных электролитов от слабых состоит в том, что равновесие диссоциации сильных электролитов полностью смещено вправо:
H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ,
а потому константа равновесия (диссоциации) оказывается величиной неопределённой. Снижение электропроводности при увеличении концентрации сильного электролита обусловлено электростатическим взаимодействием ионов.
Голландский ученый Петрус Йозефус Вильгельмус Дебай и немецкий ученый Эрих Хюккель, предложив модель, которая легла в основу теории сильных электролитов, постулировали:
1) электролит полностью диссоциирует, но в сравнительно разбавленных растворах (С М = 0,01 моль. л -1);
2) каждый ион окружён оболочкой из ионов противоположного знака. В свою очередь, каждый из этих ионов сольватирован. Это окружение называется ионной атмосферой. При электролитическом взаимодействии ионов противоположных знаков необходимо учитывать влияние ионной атмосферы. При движении катиона в электростатическом поле ионная атмосфера деформируется; она сгущается перед ним и разрежается позади него. Эта асимметрия ионной атмосферы оказывает тем более тормозящее действие движению катиона, чем выше концентрация электролитов и чем больше заряд ионов. В этих системах становится неоднозначным понятие концентрации и должно заменяться активностью. Для бинарного одно-однозарядного электролита КatAn = Kat + + An - активности катиона(а +) и аниона (а -) соответственно равны
а + = γ + . С + , а - = γ - . С - , (10.16)
где С + и С - - аналитические концентрации соответственно катиона и аниона;
γ + и γ - - их коэффициенты активности.
|
Определить активности каждого иона в отдельности невозможно, поэтому для одно-однозарядных электролитов пользуются средними геометрическими значениями активностей я
и коэффициентов активностей:
Коэффициент активности по Дебаю-Хюккелю зависит, по крайней мере, от температуры, диэлектрической проницаемости растворителя (ε) и ионной силы (I); последняя служит мерой интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе.
Для данного электролита ионная сила выражается уравнением Дебая-Хюккеля:
Ионная сила в свою очередь равна
где С – аналитическая концентрация;
z – заряд катиона или аниона.
Для одно-однозарядного электролита ионная сила совпадает с концентрацией. Таким образом, NaCl и Na 2 SO 4 при одинаковых концентрациях будит иметь разные ионные силы. Сопоставление свойств растворов сильных электролитов можно проводить только тогда, когда ионные силы одинаковы; даже небольшие примеси резко изменяют свойства электролита.
Рисунок 10.5 - Зависимость
Теорию электролитической диссоциации предложил шведский ученый С. Аррениус в 1887 году.
Электролитическая диссоциация - это распад молекул электролита с образованием в растворе положительно заряженных (катионов) и отрицательно заряженных (анионов) ионов.
Например, уксусная кислота диссоциирует так в водном растворе:
CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .
Диссоциация относиться к обратимым процессам. Но различные электролиты диссоциируют по-разному. Степень зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, внешних условий (температуры, давления).
Степень диссоциации α - отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул:
α=v´(x)/v(x).
Степень может варьироваться от 0 до 1 (от отсутствия диссоциации до ее полного завершения). Обозначается в процентах. Определяется экспериментальным путем. При диссоциации электролита происходит увеличение числа частиц в растворе. Степень диссоциации показывает силу электролита.
Различают сильные и слабые электролиты .
Сильные электролиты - это те электролиты, степень диссоциации которой превышает 30%.
Электролиты средней силы - это те, степень диссоциации которой делит в пределах от 3% до 30%.
Слабые электролиты - степень диссоциации в водном 0,1 М растворе меньше 3%.
Примеры слабых и сильных электролитов.
Сильные электролиты в разбавленных растворах нацело распадаются на ионы, т.е. α = 1. Но эксперименты показывают, что диссоциация не может быть равна 1, она имеет приближенное значение, но не равна 1. Это не истинная диссоциация, а кажущаяся.
Например, пусть у некоторого соединения α = 0,7. Т.е. по теории Аррениуса в растворе «плавает» 30% непродиссоцииовавших молекул. А 70% образовали свободные ионы. А электролстатическая теория дает другое определение этому понятию: если α = 0,7, то все молекулы диссоциированы на ионы, но ионы свободны лишь на 70%, а оставшиеся 30% - связаны электростатическими взаимодействиями.
Кажущаяся степень диссоциации.
Степень диссоциации зависит не только от природы растворителя и растворяемого вещества, но и от концентрации раствора и температуры.
Уравнение диссоциации можно представить в следующем виде:
AK ⇄ A- + K + .
И степень диссоциации можно выразить так:
С увеличением концентрации раствора степень диссоциации электролита падает. Т.е. значения степени для конкретного электролита не является величиной постоянной.
Так как диссоциация - процесс обратимый, то уравнения скоростей реакции можно записать следующим образом:
Если диссоциация равновесна, то скорости равны и в результате получаем константу равновесия (константу диссоциации):
К зависит от природы растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации растворов. Из уравнения видно, что чем больше недиссоциированных молекул, тем меньше величина константы диссоциации электролита.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, и каждая ступень имеет свое значение константы диссоциации.
Если диссоциирует многоосновная кислота, то легче всего отщепляется первый протон, а при возрастании заряда аниона, притяжение возрастает, и поэтому протон отщепляется намного труднее. Например,
Константы диссоциации ортофосфорной кислоты на каждой ступени должны сильно различаться:
I - стадия:
II - стадия:
III - стадия:
На первой ступени ортофосфорная кислота - кислота средней силы, а 2ой - слабая, на 3ей - очень слабая.
Примеры констант равновесия для некоторых растворов электролитов.
Рассмотрим пример:
Если в раствор, в котором содержатся ионы серебра внести металлическую медь, то в момент равновесия, концентрация ионов меди должна быть больше, чем концентрация серебра.
Но у константы низкое значение:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Что говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось очень мало хлорида серебра.
Концентрация металлической меди и серебра введены в константу равновесия.
Ионное произведение воды.
В приведенной таблице есть данные:
Эту константу называют ионным произведением воды , которое зависит только от температуры. Согласно диссоциации на 1 ион Н + приходится один гидроксид-ион. В чистой воде концентрация этих ионов одинакова: [H + ] = [OH - ].
Отсюда, [H + ] = [OH - ] = = 10-7 моль/л.
Если добавить в воду постороннее вещество, например, хлороводородную кислоту, то концентрация ионов водорода возрастет, но ионное произведение воды от концентрации не зависит.
А если добавить щелочь, то повысится концентрация ионов, а количество водорода понизится.
Концентрация и взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая.
Кислотность раствора (рН).
Кислотность растворов обычно выражается концентрацией ионов Н + .
В кислых средах рН
<10 -7 моль/л, в нейтральных - рН
= 10 -7 моль/л, в щелочных - рН
> 10 -7 моль/л.
Кислотность раствора выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя ее рН
.
рН = - lg [ H + ].
Взаимосвязь между константой и степенью диссоциации.
Рассмотрим пример диссоциации уксусной кислоты:
Найдем константу:
Молярная концентрация С=1/ V , подставим в уравнение и получим:
Эти уравнения являются законом разведения В. Оствальда , согласно которому константа диссоциации электролита не зависит от разведения растовра.
Таких электролитов близка к 1.
К сильным электролитам относятся многие неорганические соли , некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты , амиды и др.).
Wikimedia Foundation . 2010 .
Смотреть что такое "Сильные электролиты" в других словарях:
сильные электролиты - – электролиты, которые в водных растворах практически полностью диссоциированы. Общая химия: учебник / А. В. Жолнин … Химические термины
Вещества, обладающие ионной проводимостью; их называют проводниками второго рода прохождение тока через них сопровождается переносом вещества. К электролитам относятся расплавы солей, оксидов или гидроксидов, а также (что встречается значительно… … Энциклопедия Кольера
Электролиты - жидкие или твердые вещества, в которых в результате электролитической диссоциации образуются в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение постоянного электрического тока. Электролиты в растворах… … Энциклопедический словарь по металлургии
Электролит химический термин, обозначающий вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы. Примерами электролитов могут служить кислоты, соли и основания. Электролиты проводники второго рода,… … Википедия
В широком смысле жидкие или твёрдые в ва и системы, в к рых присутствуют в заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение по ним электрич. тока (ионную проводимость); в узком смысле в ва, распадающиеся в р ре на ионы. При растворении Э.… … Физическая энциклопедия
В ва, в к рых в заметной концентрации присутствуют ионы, обусловливающие прохождение электрич. тока (ионную проводимость). Э. также наз. проводниками второго рода. В узком смысле слова Э. в ва, молекулы к рых в р ре вследствие электролитической… … Химическая энциклопедия
- (от Электро... и греч. lytos разлагаемый, растворимый) жидкие или твёрдые вещества и системы, в которых присутствуют в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение электрического тока. В узком смысле Э.… … Большая советская энциклопедия
У этого термина существуют и другие значения, см. Диссоциация. Электролитическая диссоциация процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении. Содержание 1 Диссоциация в растворах 2 … Википедия
Электролит вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако само вещество электрический ток не проводит. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований.… … Википедия
ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ - ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ, распад находящихся в растворе электролитов на электрически заряженные ионы. Коеф. вант Гоффа. Вант Гофф (van t Ной) показал,что осмотическое давление раствора равно давлению, к рое производило бы растворенное… … Большая медицинская энциклопедия
Книги
- Явление возврата Ферми-Паста-Улама и его некоторые приложения. Исследование возврата Ферми-Паста-Улама в различных нелинейных средах и разработка генераторов спектра ФПУ для медицины , Березин Андрей. Эта книга будет изготовлена в соответствии с Вашим заказом по технологии Print-on-Demand. Основные результаты работы заключаются в следующем. В рамках системы связанных уравнений Кортевега…
, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 ,
, 30, , , , , , , , /2003
§ 6.3. Сильные и слабые электролиты
Материал этого раздела частично вам знаком по ранее изученным школьным курсам химии и из предыдущего раздела. Кратко повторим, что вам известно, и познакомимся с новым материалом.
В предыдущем разделе мы обсуждали поведение в
водных растворах некоторых солей и органических
веществ, полностью распадающихся на ионы в
водном растворе.
Имеется ряд простых, но несомненных
доказательств того, что некоторые вещества в
водных растворах распадаются на частицы. Так,
водные растворы серной H 2 SO 4 , азотной HNO 3 ,
хлорной HClO 4 , хлороводородной (соляной) HCl,
уксусной CH 3 COOH и других кислот имеют кислый
вкус. В формулах кислот общей частицей является
атом водорода, и можно предположить, что он (в
виде иона) является причиной одинакового вкуса
всех этих столь различных веществ.
Образующиеся при диссоциации в водном растворе
ионы водорода придают раствору кислый вкус,
поэтому такие вещества и названы кислотами. В
природе только ионы водорода имеют кислый вкус.
Они создают в водном растворе так называемую
кислотную (кислую) среду.
Запомните, когда вы говорите «хлороводород», то имеете в виду газообразное и кристаллическое состояние этого вещества, но для водного раствора следует говорить «раствор хлороводорода», «хлороводородная кислота» или использовать общепринятое название «соляная кислота», хотя состав вещества в любом состоянии выражается одной и той же формулой – НСl.
Водные растворы гидроксидов лития (LiOH), натрия
(NаОН), калия (КОН), бария (Ва(ОН) 2), кальция
(Са(ОН) 2) и других металлов имеют одинаковый
неприятный горько-мыльный вкус и вызывают на
коже рук ощущение скольжения. По-видимому, за это
свойство ответственны гидроксид-ионы ОН – ,
входящие в состав таких соединений.
Хлороводородная HCl, бромоводородная HBr и
йодоводородная HI кислоты реагируют с цинком
одинаково, несмотря на свой различный состав, т.
к. в действительности с цинком реагирует не
кислота:
Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н2,
а ионы водорода:
Zn + 2H + = Zn 2+ + Н 2 ,
и образуются газообразный водород и ионы цинка.
Смешивание некоторых растворов солей, например
хлорида калия KCl и нитрата натрия NaNO 3 , не
сопровождается заметным тепловым эффектом, хотя
после выпаривания раствора образуется смесь
кристаллов четырех веществ: исходных – хлорида
калия и нитрата натрия – и новых – нитрата калия
КNO 3 и хлорида натрия NaCl. Можно предположить,
что в растворе две исходные соли полностью
распадаются на ионы, которые при его выпаривании
образуют четыре кристаллических вещества:
Сопоставляя эти сведения с
электропроводностью водных растворов кислот,
гидроксидов и солей и с рядом других положений,
С.А.Аррениус в 1887 г. выдвинул гипотезу
электролитической диссоциации, согласно которой
молекулы кислот, гидроксидов и солей при
растворении их в воде диссоциируют на ионы.
Изучение продуктов электролиза позволяет
приписать ионам положительные или отрицательные
заряды. Очевидно, если кислота, например азотная
НNO 3 , диссоциирует, предположим, на два иона
и при электролизе водного раствора на катоде
(отрицательно заряженный электрод) выделяется
водород, то, следовательно, в растворе имеются
положительно заряженные ионы водорода Н + .
Тогда уравнение диссоциации следует записать
так:
НNO 3 = Н + + .
Электролитическая диссоциация
–
полный или частичный распад соединения при его
растворении в воде на ионы в результате
взаимодействия с молекулой воды (или другого
растворителя).
Электролиты
– кислоты, основания или
соли, водные растворы которых проводят
электрический ток в результате диссоциации.
Вещества, не диссоциирующие в водном растворе на
ионы и растворы которых не проводят
электрический ток, называются неэлектролитами
.
Диссоциация электролитов количественно
характеризуется степенью диссоциации
– отношением числа распавшихся на ионы
«молекул» (формульных единиц) к общему числу
«молекул» растворенного вещества. Степень
диссоциации обозначается греческой буквой . Например, если из
каждых 100 «молекул» растворенного вещества 80
распадаются на ионы, то степень диссоциации
растворенного вещества равна: = 80/100 = 0,8, или 80%.
По способности к диссоциации (или, как говорят,
«по силе») электролиты разделяют на сильные
,
средние
и слабые
. По степени
диссоциации к сильным электролитам относят те из
них, для растворов которых > 30%, к слабым – < 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита –
величина, зависящая от концентрации вещества,
температуры, природы растворителя и др.
В случае водных растворов
к сильным электролитам
( > 30%) относят
перечисленные ниже группы соединений.
1
. Многие неорганические кислоты,
например хлороводородная НCl, азотная HNO 3 ,
серная H 2 SО 4 в разбавленных растворах.
Самая сильная неорганическая кислота – хлорная
НСlО 4 .
Сила некислородных кислот возрастает в ряду
однотипных соединений при переходе вниз по
подгруппе кислотообразующих элементов:
HCl – HBr – HI.
Фтороводородная (плавиковая) кислота HF растворяет стекло, но это вовсе не говорит о ее силе. Эта кислота из бескислородных галогенсодержащих относится к кислотам средней силы из-за высокой энергии связи Н–F, способности молекул HF к объединению (ассоциации) благодаря сильным водородным связям, взаимодействия ионов F – с молекулами НF (водородные связи) с образованием ионов и других более сложных частиц. В результате концентрация ионов водорода в водном растворе этой кислоты оказывается значительно пониженной, поэтому фтороводородную кислоту считают средней силы.
Фтороводород реагирует с диоксидом кремния, входящим в состав стекла, по уравнению:SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O.
Фтороводородную кислоту нельзя хранить в стеклянных сосудах. Для этого используют сосуды из свинца, некоторых пластмасс и стекла, стенки которых покрыты изнутри толстым слоем парафина. Если для «травления» стекла использовать газообразный фтороводород, то поверхность стекла становится матовой, что используется для нанесения на стекло надписей и различных рисунков. «Травление» стекла водным раствором фтороводородной кислоты приводит к разъеданию поверхности стекла, которая остается прозрачной. В продаже обычно бывает 40%-й раствор плавиковой кислоты.
Сила однотипных кислородных кислот изменяется
в противоположном направлении, например йодная
кислота НIО 4 слабее хлорной кислоты НСlО 4 .
Если элемент образует несколько кислородных
кислот, то наибольшей силой обладает кислота, в
которой кислотообразующий элемент имеет самую
высокую валентность. Так, в ряду кислот НСlО
(хлорноватистая) – НСlО 2 (хлористая) – НСlО 3
(хлорноватая) – НСlО 4 (хлорная) последняя
наиболее сильная.
Один объем воды растворяет около двух объемов хлора. Хлор (примерно половина его) взаимодействует с водой:
Cl 2 + H 2 O = HCl + HСlO.
Хлороводородная кислота является сильной, в ее водном растворе практически нет молекул HCl. Правильнее уравнение реакции записать так:
Cl 2 + H 2 O = H + + Cl – + HClO – 25 кДж/моль.
Образующийся раствор называют хлорной водой.
Хлорноватистая кислота – быстродействующий окислитель, поэтому ее применяют для отбеливания тканей.
2 . Гидроксиды элементов главных подгрупп I и II групп периодической системы: LiОН, NaОН, КОН, Са(ОН) 2 и др. При переходе вниз по подгруппе по мере усиления металлических свойств элемента сила гидроксидов возрастает. Растворимые гидроксиды главной подгруппы I группы элементов относят к щелочам.
Щелочами называют растворимые в воде основания. К ним относят также гидроксиды элементов главной подгруппы II группы (щелочно-земельные металлы) и гидроксид аммония (водный раствор аммиака). Иногда щелочами считают те гидроксиды, которые в водном растворе создают высокую концентрацию гидроксид-ионов. В устаревшей литературе вы можете встретить в числе щелочей карбонаты калия К 2 СО 3 (поташ) и натрия Na 2 CO 3 (сода), гидрокарбонат натрия NaHCO 3 (питьевая сода), буру Na 2 B 4 O 7 , гидросульфиды натрия NaHS и калия KHS и др.
Гидроксид кальция Са(ОН) 2 как сильный электролит диссоциирует в одну ступень:
Са(ОН) 2 = Са 2+ + 2ОН – .
3 . Почти все соли. Соль, если это сильный электролит, диссоциирует в одну ступень, например хлорид железа:
FeCl 3 = Fe 3+ + 3Cl – .
В случае водных растворов к слабым электролитам ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.
1 . Вода H 2 O – важнейший электролит.
2
. Некоторые неорганические и почти
все органические кислоты: H 2 S
(сероводородная), H 2 SO 3 (сернистая), H 2 CO 3
(угольная), HCN (циановодородная), Н 3 РО 4
(фосфорная, ортофосфорная), H 2 SiO 3
(кремниевая), H 3 BO 3 (борная, ортоборная),
СН 3 СООН (уксусная) и др.
Заметим, что угольная кислота в формуле H 2 CO 3
не существует. При растворении углекислого газа
СО 2 в воде образуется его гидрат СО 2 Н 2 О,
который мы для удобства расчетов записываем
формулой H 2 CO 3 , и уравнение реакции
диссоциации выглядит так:
Диссоциация слабой угольной кислоты проходит в
две ступени. Образующийся гидрокарбонат-ион также ведет себя
как слабый электролит.
Точно так же ступенчато диссоциируют и другие
многоосновные кислоты: Н 3 РО 4
(фосфорная), H 2 SiO 3 (кремниевая), H 3 BO 3
(борная). В водном растворе диссоциация
практически проходит лишь по первой ступени. Как
осуществить диссоциацию по последней ступени?
3
. Гидроксиды многих элементов, например
Аl(OH) 3 , Cu(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Fe(OH) 3 и др.
Все эти гидроксиды диссоциируют в водном
растворе ступенчато, например гидроксид железа
Fe(OH) 3:
В водном растворе диссоциация проходит
практически только по первой ступени. Как
сместить равновесие в сторону образования ионов
Fe 3+ ?
Осно"вные свойства гидроксидов одного и того же
элемента усиливаются с уменьшением валентности
элемента. Так, осно"вные свойства дигидроксида
железа Fe(OH) 2 выражены сильнее, чем у
тригидроксида Fe(OH) 3 . Это утверждение
равносильно тому, что кислотные свойства Fe(OH) 3
проявляются сильнее, чем у Fe(OH) 2 .
4
. Гидроксид аммония NH 4 OH.
При растворении газообразного аммиака NH 3 в
воде получается раствор, который очень слабо
проводит электрический ток и имеет
горько-мыльный вкус. Среда раствора осно"вная,
или щелочная. Объясняется такое поведение
аммиака следующим образом. При растворении
аммиака в воде образуется гидрат аммиака NH 3 Н 2 О,
которому условно мы приписываем формулу
несуществующего гидроксида аммония NH 4 OH,
считая, что это соединение диссоциирует с
образованием иона аммония и гидроксид-иона ОН – :
NH 4 OH = + ОН – .
5 . Некоторые соли: хлорид цинка ZnCl 2 , тиоцианат железа Fe(NСS) 3 , цианид ртути Hg(CN) 2 и др. Эти соли диссоциируют ступенчато.
К электролитам средней силы некоторые относят фосфорную кислоту Н 3 РО 4 . Мы будем считать фосфорную кислоту слабым электролитом и записывать три ступени ее диссоциации. Серная кислота в концентрированных растворах ведет себя как электролит средней силы, а в очень концентрированных растворах – как слабый электролит. Мы далее будем считать серную кислоту сильным электролитом и записывать уравнение ее диссоциации в одну ступень.