Notice: Undefined variable: title in /home/area7ru/area7.ru/docs/referat.php on line 164
Авторский материал: Водные растворы электролитов - Рефераты по биологии - скачать рефераты, доклады, курсовые, дипломные работы, бесплатные электронные книги, энциклопедии

Notice: Undefined variable: reklama2 in /home/area7ru/area7.ru/docs/referat.php on line 312

Главная / Рефераты / Рефераты по биологии

Авторский материал: Водные растворы электролитов



Notice: Undefined variable: ref_img in /home/area7ru/area7.ru/docs/referat.php on line 323

Водные растворы электролитов

Электролитами называются вещества, которые в расплавленном или растворенном состоянии проводят электрический ток.
Теорию электролитической диссоциации разработал Сванте Аррениус. Предложенная им теория объяснила поведение и многие свойства электролитов.
Согласно этой теории молекулы электролита в воде или другой среде, характеризующейся большой диэлектрической проницаемостью* , распадаются на ионы – положительные (катионы) и отрицательные (анионы).
Процесс распада вещества на ионы получил название электролитической диссоциации. Для слабых электролитов она протекает обратимо и выражается следующим примерным уравнением
КА <=> К++А-.
К электролитам относятся вещества, в молекулах которых атомы связаны сильно полярной или ионной химической связью.
По современным представлениям электролитическая диссоциация в растворе происходит в результате сложного физико–химического взаимодействия молекул электролита с полярными молекулами растворителя.
Взаимодействие ионов с полярными молекулами растворителя называется сольватацией (для водных растворов - гидратацией) ионов. Сольватация приводит к образованию в растворе ассоциаций между ионами (катионами и анионами) и молекулами растворителя. Процесс растворения вещества К+А- в воде, являющегося соединением с типичной ионной связью, может быть записан следующим образом:
.
твердое жидкий раствор
вещество растворитель
Электролитическая диссоциация полярных молекул (КА) в растворе происходит вследствие ослабления связи, вызванного действием полярных молекул растворителя:
КА + хН2О <=> К+(Н2О)к + А-(Н2О)а.
Ассоциации К+(Н2О)к и А-(Н2О)а представляют собой гидратированные катионы и анионы.

Немаловажное значение имеет величина диэлектрической проницаемости растворителя: чем больше последняя, тем больше ослабляются связи между ионами электролита. Это вытекает из формулы закона Кулона , где F – сила взаимодействия между зарядами l1 и l2, r расстояние между центрами ионов, ε – диэлектрическая проницаемость растворителя. Для воды при 20° ε = 80, то есть сила притяжения ионов в водном растворе ослабляется в 80 раз.
Если в растворе дополнительно могут возникнуть еще и водородные связи между молекулами растворителя и атомом водорода растворенного вещества, то процесс диссоциации протекает еще более эффективно.
С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотой называется соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием гидратированных водородных ионов (гидроксоний-ионов) и кислотного остатка:
,
где Н3О+ - ион гидроксония.
Все общие свойства кислот (кислый вкус, способность изменять окраску индикаторов и т.д.) принадлежат иону гидроксония.
Основанием называется соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием отрицательных гидроксид–ионов ОН-:
МеОН + хН2О <=> Ме+(Н2О)к + ОН- + (х-к)Н2О,
где Ме+ - одновалентный катион.
Все общие свойства растворимых оснований (щелочно–мыльный вкус, способность определенным образом изменять окраску индикаторов и т.д.) принадлежат гидроксид–иону.
С точки зрения электролитической диссоциации соли можно рассматривать как продукт взаимодействия кислоты и основания:
х(кислота) + у(основание) → соль + вода,
где х и у – переменное количество эквивалентов взаимодействующих между собой кислот и оснований.
В зависимости от соотношения х и у различают следующие виды солей, диссоциирующих в водных растворах по схеме:
при х > у – кислые соли
2H2SO4 + Mg(OH)2 ® Mg(HSO4)2 + 2H2O;
Mg(HSO4)2 <=> Mg2+ + 2HSO4- ;
при х = у – средние (нормальные) соли
H2SO4 + Mg(OH)2 ® MgSO4 + 2H2O;
MgSO4 <=> Mg2+ + SO42-;
при х < у – основные соли
H2SO4 + 2Mg(OH)2 ® (MgOH)2SO4 + 2H2O;
(MgOH)2SO4 <=> 2MgOH+ + SO42-;
Как правило, все соли относятся к сильным электролитам.
Сильные электролиты в водных растворах полностью диссоциированы на ионы.
В воде, являющейся растворителем, статистически равномерно распределяются полностью гидратированные катионы и анионы сильного электролита. Электростатическое взаимодействие между ионами ослабляется до минимума большими расстояниями между ними и гидратными оболочками, выполняющими экранирующую роль.
В отличие от сильных электролитов диссоциация слабых электролитов протекает обратимо и устанавливается равновесие.
Количественно процесс диссоциации может быть охарактеризован рядом величин: степенью электролитической диссоциации a, константой электролитической диссоциации К и др.
Степень электролитической диссоциации a – это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества в растворе.
a может измеряться в долях единицы или в процентах. a = 0, если диссоциация отсутствует; a = 1 или a = 100 % при полной диссоциации электролита.
К процессу электролитической диссоциации, как к обратимому процессу, можно применять принцип Ле Шателье и выявить влияние внешних факторов на состояние равновесия, приводящее к изменению значения a.
Для смещения равновесия
К+А- + хН2О <=> К+(Н2О)к + А-(Н2О)а
слева направо, то есть в сторону диссоциации, необходимо увеличить массу растворителя. Это означает, что:
диссоциация слабых электролитов проходит эффективнее в разбавленных растворах, чем в концентрированных. Иными словами, a возрастает с уменьшением концентрации электролита в растворе и принимает максимальное значение a = 1 в бесконечно разбавленном растворе.
так как процесс диссоциации является эндотермическим, то степень диссоциации слабого электролита в водных растворах будет увеличиваться с повышением температуры.
Константой электролитической диссоциации К называется постоянная химического равновесия в растворе электролита:
,
где [К+], [A-] и [KA] - концентрации в растворе ионов  и  (в г-ион/л) и недиссоциированного соединения КА (в моль/л).
Чем больше К, тем электролит лучше распадается на ионы. Для данного электролита значение К постоянно при определенной температуре и в отличие от a не зависит от концентрации.
Связь между константой К и степенью диссоциации a может быть найдена следующим образом. Концентрация ионов К+ и А- в растворе равна
[К+] = [А-] = aС,
где С – исходная молярная концентрация; a – степень электролитической диссоциации электролита. Концентрация недиссоциировавших молекул КА в растворе равна
[КА]=(1- a)С.
Откуда .
Данное уравнение выражает закон разбавления Оствальда.
Если a мала, то 1- a ≈ 1 и тогда
.
Видно, что с уменьшением концентрации электролита в растворе степень электролитической диссоциации возрастает.
Диссоциация слабого электролита, молекула которого может диссоциировать не на два, а на большее количество ионов (электролиты с разновалентными ионами), протекает по стадиям (ступенчатая диссоциация). Например, при диссоциации слабой угольной кислоты Н2СО3 в водном растворе имеют место следующие равновесия:
I стадия: Н2СО3 <=> Н+ + НСО3-
 .
II стадия: НСО3- <=> Н+ + СО32-
.
Как видно из этих данных, процесс диссоциации слабого электролита с разновалентными ионами определяется главным образом первой ступенью.
Для примера приведем константы электролитической диссоциации некоторых слабых кислот и оснований (25 °С):
СН3СООН
<=>
H+ + CH3COO-
1,76·10-5
NH4OH
<=>
NH4+ + OH-
1,79·10-5
HNO2
<=>
H+ + NO2- (18 °C)
4·10-4
H2S
<=>
H+ + HS-
6·10-8
H3PO4
<=>
H+ + H2PO4-
7,52·10-3
HF
<=>
H+ + F-
6,61·10-4
HCN
<=>
H++CN-
7,9·10-10

Ионообменные реакции

Реакции в растворах электролитов, при которых не происходит изменения зарядов ионов, входящих в соединения, называются ионообменными реакциями.
Правило Бертолле: равновесие в ионообменных реакциях смещается в сторону образования наименее диссоциированных соединений.
В соответствии с этим направление реакций ионного обмена определяется следующим эмпирическим правилом: ионные реакции протекают в сторону образования осадков, газов, слабых электролитов, комплексных ионов.
При написании уравнений ионных реакций сильные электролиты пишут в диссоциированном виде, слабые – в недиссоциированном.
Образование осадков:
AgNO3 + NaCl ® AgCl¯ + NaNO3
В растворе: Ag+ + NO3- + Na+ + Cl- ® AgCl¯ + Na+ + NO3-.
Исключим ионы, которые не взаимодействуют, тогда уравнение имеет вид:
Ag+ + Cl- ® AgCl¯.
Уравнения такого вида называются ионными.
Ионное уравнение получение гидроксида железа запишется следующим образом:
Fe3+ + 3OH- ® Fe(OH)3¯.
Образование газов:
Na2S + H2SO4 ® H2S + Na2SO4;
2Na+ + S2- + 2H+ + SO42- ® H2S + 2Na+ + SO42-;
2H+ + S2- ® H2S.
Образование слабых электролитов:
а. образование воды. Реакция, протекающая с образованием воды при взаимодействии ионов водорода (точнее, ионов гидроксония) и гидроксид–ионов, называется реакцией нейтрализации.
NaOH + HCl ® H2O + NaCl
OH- + H+ ® H2O
(H3O+ + OH- ® 2H2O).
в. образование слабого основания.
NH4+ + Cl- + K+ + OH- ® NH4OH + K+ + Cl-
NH4+ + OH- ® NH4OH.
с. образование слабой кислоты.
2СH3COO- + 2Na+ + 2H+ + SO42- ® 2CH3COOH + 3Na+ + SO42-
CH3COO- + H+ ® CH3COOH.

Ионное произведение воды

Процесс электролитической диссоциации воды протекает в две стадии: 1. образование водородных ионов и гидроксид–ионов:
Н2О <=> Н+ + ОН-
2. гидратация водородного иона с образованием гидроксония–иона:
Н+ + Н2О <=> Н3О+.
Первая стадия этого процесса протекает с поглощением тепла, вторая – с выделением его значительного количества. Поэтому практически все ионы водорода гидратированны и диссоциация воды должна изображаться следующим уравнением:
2Н2О <=> Н3О+ + ОН-.
При 22 оС степень электролитической диссоциации воды равна 1,8·10-9, то есть из 555000000 молекул воды диссоциирует одна. Следовательно, вода – очень слабый электролит, и для описания процесса ее диссоциации применим закон действующих масс:
,
где К - константа диссоциации воды.
[Н3О+]·[ОН-] = К·[Н2О]2
Так как [Н2О] = const, то получим:
[Н3О+][ОН-] = Кw.
Постоянная Кw называется ионным произведением воды.
В 1 л воды, массу которой можно принять равной 1000 г, находится 1000 г/18 г = 55,5 моль вещества (ее молярная концентрация).
Следовательно, при 22 °С концентрации ионов гидроксония и гидроксид–ионов равны:
[Н3О+][ОН-] = 55,5·1,8·10-9 = 1,000·10-7 г-ион/л.
Величина Кw возрастает с повышением температуры, так как при этом увеличивается степень электролитической диссоциации: . При комнатной температуре принимают округленное значение ионного произведения воды 10-14.

Водородный показатель

Водные растворы различных соединений могут давать кислую, щелочную или нейтральную реакцию. Реакция среды зависит от соотношения концентраций ионов гидроксония и гидроксид–ионов в растворе.
Если концентрации этих ионов равны между собой, то есть [Н3О+] = [ОН-], то реакция среды нейтральная. Следовательно, вода принадлежит к типичным амфотерным соединениям, совмещающим кислотные и основные свойства, выраженные в одинаковой степени.
Если концентрация ионов гидроксония больше концентрации гидроксид–ионов, то есть [Н3О+] > [ОН-], то реакция среды становится кислой. Кислотность тем выше, чем больше концентрация ионов гидроксония. Если наоборот, концентрация ионов гидроксония меньше ...

ВНИМАНИЕ!
Текст просматриваемого вами реферата (доклада, курсовой) урезан на треть (33%)!

Чтобы просматривать этот и другие рефераты полностью, авторизуйтесь  на сайте:

Ваш id: Пароль:

РЕГИСТРАЦИЯ НА САЙТЕ
Простая ссылка на эту работу:
Ссылка для размещения на форуме:
HTML-гиперссылка:



Добавлено: 2010.10.21
Просмотров: 1791

Notice: Undefined offset: 1 in /home/area7ru/area7.ru/docs/linkmanager/links.php on line 21

При использовании материалов сайта, активная ссылка на AREA7.RU обязательная!

Notice: Undefined variable: r_script in /home/area7ru/area7.ru/docs/referat.php on line 434