42. Теория электролитической диссоциации Аррениуса.

Вещества, растворы или расплавы,которые проводят электрический ток — электролиты. К электролитам относятся соли, щёлочи, кислоты, т.е. соединения с ионным и ковалентным полярным типами связи, а также многие расплавленные соли, оксиды и гидроксиды. Причины электропроводности растворов заключается в том, что при растворении под влиянием полярных молекул воды электролиты распадаются, т. е. диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные частицы — ионы. Эти ионы являются переносчиками электрического тока в растворах. Теория, объясняющая электропроводность растворов, была первоначально предложена шведским учёным С. Аррениусом. Он обратил внимание на тесную связь между способностью растворов солей, кислот и оснований проводить электрический ток. Он показал, что по электрической проводимости раствора можно рассчитать его осмотическое давление (равновесное давление раствора). Растворы электролитов имеют очень высокое осмотическое давление, и, согласно Аррениусу, диссоциация электролитов на ионы является этому причиной. Вследствии этого увеличивается общее число частиц в растворе, а следовательно, возрастают осмотическое давление, понижение давления пара и изменения температур кипения и замерзания, и с другой стороны ионы обусловливают способность раствора проводить электрический ток. Далее он развил свою теорию: при растворении в воде электролиты диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы. + Катионы (водород, металлы...) — Анионы (кислотные остатки. гидроксид-ионы). Аррениус ввёл поняти степени диссоциации.

Однако эта теория не могла объяснить наличие тепловых эффектов при растворении, роль молекул растворителя и другие явления. В дальнейшем она была развита на основе учения о строении атомов и химической связи другими учёными. Сущьность теории эл-ой дис-ии с современной точки зрения можно свести к следующему основному положению: Электролиты в растворах и расплавах распадаются (дис-ют) на разноимённо заряженные частицы — ионы.

Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. HCl—>H+ + Cl+; BaCl2—>Ba2+ + 2Cl-

43. Способы выражения концентрации.

Состав раствора (и в частности, содержание в нём ратворённого вещества) может выражаться разными способами — как с помощью безразмерных единиц (долей или процентов), так и через размерные величины — концентрации. В химической практике наиболее употребительны следующие величины:

1. Массовая доля расворённого вещества В — отношение (обычно процентное) массы расворённого вещества к массе раствора: ω_в=m_в/m_р или ω_в= 100 m_в/m_р (%). Например 15%-ный раствор хлорида натрия — это такой раствор, в 100 единицах массы которого содержится 15 единиц массы NaCl и 85 единиц массы воды.

2. Молярная доля раствора вещества (мольно-дольная) В — отношение количества растворённого вещества к суммарному количеству всех веществ, составляющих раствор, включая растворитель: x_в=n_в/∑n_i Сумма молярных долей всех веществ равна единице. В случае раствора одного вещества в другом молрная доля растворённого вещества равна x_в=n_в/(n_в+n_s), а молярная доля растворителя x_s= n_s/(n_в+n_s), где n_s — количество вещества растворителя.

3. Молярная концентрация вещества В, или концентрация количества вещества — отношение количества растворённого вещества к объёму раствора: с_м=n_в/V_р Пользуются сокращенной единицей молярной концентрации: моль/литр. Так, 2М раствор H2SO4 означает раствор, в каждом литре которого содержится 2 моля серной кислоты, т. е. с_в=2 моль/литр.

4. Моляльность вещества в растворе — отношение количества растворённого вещества к массе растворителя: ɱ(B)=n_в/m_s. (моль/кг) так для раствора серной кислоты запись c_m(B)= 2 моль/кг (H2O) означает, что в этом растворе на каждый килограм растворителя (воды) приходится 2 моля H2SO4. Моляльность в отличии от молярности не зависит от температуры.

5. Молярная концентрация эквивалентов вещества (нормальность) В — отношение количества эквивалентов растворённого вещества к объёму раствора: с_н(В)=n_эк(B)/V_р. Сокращенная единица: моль/литр. Так 2н H2SO4 означает раствор, в каждом литре которого содержится 2 молярных массы эквивалентов серной кислоты.

с_м=m/M*V= с_н*экв

44. Сильные и слабые электролиты.

По своей природе электролиты можно разделить на сильные (степень диссоциации α≈1) и слабые (α‹‹1). К сильным электролитам относятся соединения с ионным и ковалентным полярным типами связи. Ионные соединения диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков (соли) или гидроксид-ионы (щелочи). Сильными электролитами с ковалентным типом связи являются кислоты: серная, соляная, азотная, которые поэтому так и называются — сильные кислоты. В растворах сильных электролитов практически отсутсвует процесс обратного объединения ионов, поэтому диссоциацию таких электролитов записывают в виле уравнения распада со стрелкой в одном направлении. H2SO4→2H+ + SO4^2-; Hcl→H+ + Cl-; KOH→K+ + OH-. В водных растворах сильные электролиты диссоциируют полностью. Истинная степень их диссоциации близка к 1 (100%). К слабым электролитам относятся соединения с ковалентной малополярной связью. При растворении в воде они лишь частично диссоциируют на ионы. Степень диссоциации слабых электролитов очень мала (α‹‹1) и в растворах они находятся, в основном, в непродиссоциированном состоянии (в молекулярной форме). К ним относятся большинство органических кислот, например уксусная кислота CH4COOH, многие неорганические кислоты, такие как сероводородная нислота H2S, сернистая кислота H2SO3, плавиковая кислота HF. Двухосновные слабые кислоты диссоциируют практически только по первоц ступени: H2S<=>H+ + HS-. В растворах слабых электролитов неприрывно протекает процесс диссоциации молекул на ионы и обратный процесс объединения ионов в молекулы (поэтому стрелка двойная!). Между этими двумя процессами устанавливается динамическое равновесие. Таким образом, можно сказать, что диссоциация слабых электролитов — процесс обратимый. Степень диссоциации таких электролитов растёт с уменьшением концентрации раствора, так как уменьшается вероятность встречи ионов в растворе. Слабым электролитом является вода: H2O<=>H+ + OH-. Степень диссоциации воды при 25⁰ С равна примерно 1* 10^-7. Это означает, что только одна её молекула из десяти миллионов распадается на ионы.