Теплота растворения электролитов

Электролит	Теплота растворения кДж/моль	Электролит	Теплота Растворения кДж/моль
NaCl NaNO3 Na2SO4 NaOH Na2CO3 Na3PO4	-17,5 -36,1 1,3 10,1 23,5 61,3	MgCl2 MgSO4 MgNO3	146,0 90,9 85,2
		FeCl3 FeCl2 FeSO4	132,4 78,9 74,8
KCl KNO3 K2SO4 KOH K2CO3 KHPO4	-17,6 -17,6 -25,6 53,6 27,3 19,9	Al3(SO4)3 AlCl3 Al(OH)3	- 9,3 -
		HCl HNO3 H3PO4 H2SO4	73,5 31,5 22,6 77,3
CaCl2 CaSO4 CaNO3 Ca3PO4 Ca(OH)2	73,6 18,1 16,8 4,2 12,8

Так сильные основания, кислоты и соли легко диссоциируют в воде, их ионы активно взаимодействуют с молекулами воды, вследствии чего теплота их растворения высока. Причем с увеличением валентности катионов теплоа растворения возрастает .

Одновалентные катионы Na⁺ и К⁺ “гидрофобны”(точнее слабогидрофильны) они предпочитают активнее взаимодействовать с анионами, чем с молекулами воды, поэтому их соединения труднее растворяются в воде(с поглощением тепла.)

Гидратированные ионы имеющие противоположные заряд могут взаимодействовать друг с другом, образуя аквакомплексы.

Растворимость электролитов объясняется слабыми связями ионов (электролитов одновалентныъх катионов Na⁺, К⁺ и аионаов Cl^-), их высокой гидрофильностью.

Истинные растворы – гомогенные системы, не способны образовывать структуры, как коллоидные растворы.

Удельная поверхность дисперсных истинных растворов в сотни-тысячи раз больше дисперсных коллоидных растворов. Поэтому абсолютная энергия ионов истинных растворов во много раз выше объемной энергии коллоидных частиц.

К истинным растворам относят щелочи, кислоты, и растворимые в воде соли, легко диссоциирующие в воде на ионы.

Щелочи - хорошо растворимые в воде основания. Чаще всего это соединения одновалентных металлов с гидроксиланионами:

Na – OН K – OН .

В качестве катионов электролитов-щелочей выступают одновалентные и двухвалентные металлы с большим ионным радиусом, например, Ва (ОН)₂ (ионный радиус Ва²⁺ 1,43 А°).

Основания двухвалентных металлов с малыми ионными радиусами в воде малорастворимы, например, Са(ОН)₂ (ионный радиус Са 1,06 А°), или нерастворимы, например, Мg(ОН)₂ (ионный радиус Мg 0,78 А°).

Кислоты - это химические соединения, диссоциирующие в воде с образованием в качестве катионов ионов водорода. К сильным кислотам относят кислоты со слабыми связями водорода с высокоотрицательными анионами: Cl, Вг, I, и кислородсодержащими анионными группами (при наличии в них не менее, двух атомов кислорода с двойными связями).

S

Вследствие малых ионных радиусов металлоиды (S- 0,35 А⁰ , Р- 0,35 А°, N - 0,2 А°, С - 0,2 А°) с высокоотрицательными атомами кислорода образуют прочные ковалентные связи (S–О 517 кДж/моль, Р-О 594 кДж/моль, С-О 1071 кДж/моль). Связи водорода с кислородсодержащими анионными группами несколько меньше чем у металлоида с кислородом. Электронное облако , вследствии высокой электроотрицательности кислорода, смещается в сторону несвязанного водородом кислорода с двойными связями.. Связь металлоида с кислородом становится полярной. На полюсе металлоида положительный, на полюсе кислорода - отрицательный заряд. Электронное облако кислорода, связанного с водородом, в свою очередь смещается в сторону металлоида, а прочность связи водорода с кислородом понижается.

Чем больше атомов кислорода с двойной связью, выше полярность аниона, тем ниже прочность связей водорода с анионной группой. Так, сильные кислородсодержащие кислоты имеют не менее двух таких атомов: H₂S0₄, НNОз, НМnO₄ и т.д.

Эффективность электролита определяется количеством ионов, появившихся в растворе при его диссоциации. Наиболее полно диссоциируют кислоты с одновалентными анионами (галогенами). Причем с увеличением ионного радиуса галогена прочность связей ионов понижается, степень диссоциации повышается.

Степень диссоциации в химии обычно определяют по константе диссоциации

,

где в числителе указаны концентрации ионов (продуктов диссоциации), а в знаменателе - концентрация недиссоциированных молекул.

Соли-электролиты - это соли со слабыми связями гидрофильных ионов между собой (соли кислот с одновалентными металлами). Их можно разделить на три группы: щелочные, кислотные и нейтральные.

К кислотным солям относят соли поливалентных металлов, после диссоциации активно взаимодействующих с молекулами воды и образующих в результате гидролиза ионы водорода Н⁺, например,

А1С1_з=А1³⁺ +ЗСl^-

Al³⁺+H₂O=Al(OH)²⁺+H⁺

Al(OH)²⁺+ H₂O= Al(OH)⁺+H⁺

Al(OH)⁺+ H₂O = А1(ОН)₃ + H⁺

К "нейтральным" солям относят соли со слабыми связями ионов в кристалле ( соли с одновалентными анионами и катионами. слабо взаимодействующие с молекулами воды : NaCI, КСl и др.

К щелочным солям относят соли слабых кислот чаще одновалентных металлов с поливалентными анионами, способными образовывать (после диссоциации) в растворе связи с водородом воды и выделять ионы ОН^- : карбонаты, нитраты фосфаты и др.

Na₂CО₃+Н₂О=2Nа+НСО₃⁺ +ОН^-

Таблица 4.2

Растворимость кислот, оснований и солей в воде

Анионы→ Катионы↓

OH-

Cl-

Br-

I-

S2-

NO3

CH3COO-

H+

P

P

P

P

P

P

P

P

H

P

P

Li+

P

P

P

P

P

P

P

H

P

P

P

P

K+

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

Na+

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

+

P

P

P

P

P

P

P

P

P

HC

P

P

Ba2+

P

P

P

P

P

H

H

H

H

H

P

P

Ca2+

M

P

P

P

P

H

,

H

H

H

P

P

Mg2+

H

P

P

P

P

H

P

H

H

H

P

P

Al3+

H

P

P

P

-

HC

P

H

HC

H

P

M

Cr3+

H

P

P

P

-

HC

P

H

HC

-

P

P

Fe2+

H

P

P

P

H

H

P

H

H

H

P

P

Fe3+

H

P

P

HC

-

HC

P

H

HC

H

P

P

Ni2+

H

P

P

P

H

H

P

H

H

-

P

P

Co2+

H

P

P

P

H

H

P

H

H

-

P

P

Mn2+

H

P

P

P

H

H

P

H

H

H

P

P

Zn2+

H

P

P

P

HH

H

P

H

H

H

P

P

Ag+

HC

H

H

H

H

H

M

H

H

HC

P

P

Hg+

HC

H

H

H

H

HC

M

H

H

HC

P

M

Hg2+

HC

P

M

H

H

HC

P

H

HC

HC

P

P

Pb2+

H

M

M

H

H

H

H

H

H

H

P

P

Sn2+

H

P

P

M

H

HC

P

H

HC

-

-

P

Cu2+

H

P

P

HC

H

HC

P

H

HC

H

P

P