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:
|
|
|
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! |