630

Поскольку электролитическая диссоциация – процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и молекулы.

Количественной характеристикой процесса диссоциации может служить степень электролитической диссоциации.

Степень диссоциации ( ) – это отношение числа молекул (n), распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул

(N):

= n / N.

Степень диссоциации определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Например, если = 10 %, то это значит, что из 100 молекул данного электролита 10 распалось на ионы. При n = N степень диссоциации = 1, или 100 %. В этом случае все молекулы растворенного вещества распались на ионы. Если n = 0, то вещество совсем не распадается на ионы – неэлектролит.

Степень электролитической диссоциации зависит от природы электролита и концентрации раствора. Так, в 0,1 М растворе HСlO при 180С = 0,055 %, а в 0,1 М растворе СН3СООН при той же температуре =1,3 %.

С уменьшением концентрации электролита (при разбавлении) степень диссоциации увеличивается так:

в0,1 М растворе СН3СООН = 1,3 %,

в0,01 М растворе СН3СООН = 4,2 %,

в0,001 М растворе СН3СООН = 12,4 %.

Все электролиты подразделяются на сильные и слабые. Сила электролита определяется степенью электролитической диссоциации.

Сильные электролиты ( > 30 %). При растворении в воде большая часть молекул диссоциирует на ионы.

Кним относятся:

1.почти все соли

2.многие минеральные кислоты, например, H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4 и др.;

3.основания щелочных (металлы I группы – от Li до Fr) и щелочноземельных металлов (металлы II группы от Са до Ва).

42

Слабые электролиты ( < 3%). При растворении в воде лишь незначительное количество молекул диссоциирует на ионы.

Кним относятся:

1.Почти все органические кислоты, например, СН3СООН, НСООН и другие;

2.Некоторые минеральные кислоты, например Н2СО3, H2S, HNO2, HClO, H2SiO3, H3BO3;

3.Многие основания металлов (кроме щелочных и щелочноземельных), а также NH4OH;

4.К слабым электролитам относится также вода.

Некоторые слабые электролиты в отличие от сильных могут диссоциировать ступенчато.

При химической реакции в растворах электролитов взаимодействуют не молекулы, а ионы.

Протекание реакции между электролитами возможно в трех случаях:

1. Если ионы, соединяясь, образуют труднорастворимое соединение:

Al2(SO4)3+6KOH 2Al(OH)3 +3K2SO4 2Al3++3SO42-+6K++6OH- 2Al(OH)3 +6K++3SO42-

2Al3++6OH- 2Al(OH)3 .

2. Если при взаимодействии ионов образуется слабый электролит:

CH3COONa+HNO3 CH3COOH+NaNO3

CH3COO-+Na++H++NO3- CH3COOH+Na++NO3-

CH3COO-+ H+ - CH3COOH слабый электролит

3. Если при взаимодействии ионов образуется летучее вещество:

Νa2CO3+2HCl 2NaCl+H2CO3(CO2↑+H2O) 2Na++CO32-+2H++2Cl- 2Na++2Cl-+CO2 +H2O

CO32-+2H+ CO2 +H2O.

Таким образом, сильные электролиты в ионных уравнениях реакций расписываются на ионы; слабые электролиты, малорастворимые вещества, выпадающие в осадки, газообразные продукты на ионы не расписываются.

43

Вопросы для самопроверки

1.Какие вещества относятся к электролитам?

2.Что такое электролитическая диссоциация?

3.Под действием чего происходит электролитическая диссоциация?

4.Какие соединения называются кислотами и основаниями с точки зрения теории электролитической диссоциации?

5.Какие гидроксиды называются амфотерными?

6.Что называется степенью электролитической диссоциации? Как она зависит от концентрации раствора и температуры?

7.Что такое константа электролитической диссоциации и от каких факторов зависит?

8.Укажите, в чем различие и сходство сильных и слабых электролитов.

9.Как записать уравнение реакции в ионном виде?

44

8. ДИССОЦИАЦИЯ ВОДЫ. ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ

Вода - слабый электролит.

Н2О Н+ + ОН-

Кдисс. (Н2О) = [H+] [OH-] / [H2O] = 1,8 10-16, при 250С.

Рассчитано, что произведение концентрации ионов водорода на концентрацию ионов гидроксида есть величина постоянная и при температуре 25 С равна 10-14. Это произведение называется

ионным произведением воды.

[H+] [OH-] = 10-14.

В чистой дистиллированной воде концентрация ионов водорода равна концентрации ионов гидроксила, т. к. из одной мо-

лекулы образуется один ион Н+ и один ион ОН-: [H+] = [OH-] = 10 -14 = 10-7 моль/л.

При добавлении кислоты концентрация ионов Н+ увеличивается, т. е. [Н+] < 10-7. При добавлении щелочи концентрация ионов ОН- увеличивается, а концентрация ионов Н+ уменьшается, т. е. [H+] < 10-7. Однако, как бы не менялись [H+] и [ОH-], их произведение всегда остается 10-14. Отсюда следует, что степень кислотности и степень щелочности раствора можно выразить с помощью концентрации ионов Н+ и ОН-. Обычно пользуются концентрацией ионов Н+.

Пользоваться отрицательными степенями не всегда удобно, поэтому в химическую практику введена особая единица, называемая водородным показателем и обозначаемая символом рН.

Водородным показателем называется десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком:

рН = - lg [H+], где [H+] – концентрация ионов водорода, моль/л. Наглядно зависимость между концентрацией ионов водоро-

да, величиной рН и реакцией среды раствора выражают схемой:

[H+] 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14

Из схемы видно: рН < 7 – среда кислая, рН > 7 – среда щелочная, рН = 7 – среда нейтральная. Таким образом, рН – это количественная характеристика реакции среды.

Пример 1. [H+] = 10-3 моль/л. Определить [ОH-] и реакцию среды.

Решение. В формулу [H+] [ОH-]=10-14 подставляем концен-

трацию гидроксид ионов:

[OH-]=10-14:[ОH-] = 10-14 / 10-3 = 10-11 моль/л.

Реакция среды этого раствора кислая, так как pН = - lg [H+] = - lg 10-3 = 3.

Зная концентрацию раствора кислоты или основания, нетрудно рассчитать рН раствора.

Пример 2. Определить рН 0,05 М раствора серной кислоты

(α ≈ 100%).

Решение.

1. Запишем уравнение диссоциации раствора серной кислоты: H2SO4 2H+ + SO42-.

2. По уравнению реакции видно, что из одной молекулы серной кислоты при диссоциации образуются 2 иона Н+. Считая степень диссоциации серной кислоты равной 100 %, находим, что из 0,05

молей ее образуется 0,1 молей Н+, т. е. [H+] = 10-1 моль/л.

рН = - lg [H+] = -lg 10-1 = 1.

Пример 3. Определить рН 0,1М раствора уксусной кислоты,

=1,4 %.

Решение.

1. Запишем уравнение диссоциации раствора уксусной кислоты: СН3СООН Н+ + СН3СОО-.

2. Из одной молекулы уксусной кислоты при диссоциации образуется один ион Н+, но = 1,4 %, следовательно, только 1,4 % всех молекул в растворе распадается на ионы. Отсюда:

[H+]=C(CH3COOH) /100=0,1 1,4/100=10-1 1,4 10-2= 1,4 10-3моль/л. 3. Вычисляем рН водного раствора:

pH = - lg [H+] = - lg 1,4 10-3 = - (lg 1,4 + lg 10-3) = - (lg 1,4 – 3) = = 3 – lg 1,4 = 3 – 0,146 = 2,854.

Пример 4. Определить рН 0,01н раствора гидроксида ба-

рия, = 100%.

46

Решение.

1. Записываем уравнение диссоциации раствора гидроксида ба-

рия:

Ba(ОН)2 Ba2+ + 2ОН-.

2. По уравнению реакции видно, что из одной молекулы гдроксида бария при диссоциации образуются 2 ОН- иона. Считая степень диссоциации гидроксида бария равной 100 %, находим, что из 0,01 молей его образуется 0,02 молей ОН-, т. е. [ОН-] = 2 10-1 моль/л.

3. Рассчитываем концентрацию ионов водорода: [H+] = 10-14 / [ОH-] = 10-14 / 2 10-1 = 0,5 10-13=5 10-14.

4. Вычисляем рН гидроксида бария:

рН = - lg [H+] = - lg 5 10-14 = 14-0,6=13,4.

Для многих технологических процессов, лежащих в основе строительного производства, рН играет огромную роль.

Свойства природных вод, в частности, их коррозионная активность, сильно зависит от рН.

В кислой среде (рН<7) разрушаются железобетонные конструкции. Коррозирует не только металл, но растворяется и бетон, основой которого является цемент

3CaO SiO2+H+ Ca2++H2SiO3

р-р

Вопросы для самопроверки

1.Что такое ионное произведение воды?

2.Что называется водородным показателем? Какими величинами рН характеризуется нейтральная, кислая и щелочная среда?

3.Как определить реакцию среды с помощью индикаторов?

4.Что такое гидролиз солей? Какие соли подвергаются гидролизу? Как оценить рН раствора гидролизованной соли?

47

9. РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ

Все химические реакции можно разделить на два типа.

К первому типу относятся реакции, идущие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. К ним относятся:

СаСО3 СаО + СО2 .

Ко второму типу относятся реакции, идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ. Например:

реакция замещения Zn0 + 2HCl ZnCl2 + H20,

+2 -2

реакция соединения 2Ca0 + O20 2CaO.

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются

окислительно-восстановительными.

Степень окисления элемента относится к основным понятиям химии и характеризует состояние атома в соединении. При определении степени окисления условно предполагают, что в соединении валентные электроны полностью переходят к более электроотрицательным атомам, а потому соединения состоят из положительно и отрицательно заряженных ионов. В действительности же при образовании ковалентных связей происходит только смещение электронной пары от одного атома к другому и полного заряда на атомах не образуется.

48

Таким образом, степень окисления – это условный заряд, который принял бы атом, если бы отдал или присоединил соответствующее число электронов.

Степень окисления может иметь отрицательное, положительное и нулевое значение (в простых веществах), которое выражают арабскими цифрами со знаком + или – и ставят над символом элемента. Например:

+1-2+1 0 +1 +6 -2

КОН, N2, H2SO4 .

Металлы в соединениях всегда проявляют только положительную степень окисления, водород в соединениях также проявляет степень окисления +1 (за исключением гидридов металлов Na+1H-1); кислород – степень окисления – 2; фтор – степень окисления – 1; хлор, бром, йод в соединениях с металлами и водородом – степень окисления – 1, а в соединениях с кислородом положительную степень окисления от +1 до +7, другие неметаллы могут проявлять в соединениях как положительную, так и отрицательную степень окисления.

Основные положения теории окислительновосстановительных реакций

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом,

молекулой или ионом. Например:

Са0 – 2е = Са+2; 2I- - 2e = I20; S+4 – 2e = S+6 ; Cr+3 –3e = Cr+6.

При окислении степень окисления повышается.

2. Восстановлением называется процесс присоединения элек-

тронов атомом, молекулой или ионом. Например:

N20 + 6e = 2N-3; Cl20 + 2e = 2Cl-1; Fe+3 + 1e = Fe+2.

При восстановлении степень окисления понижается.

49

3.Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями. В реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. В реакции они восстанавливаются. Так как атомы, молекулы или ионы входят в состав определенных веществ, то и эти вещества называются восстановителями или окислителями.

4.Окисление всегда сопровождается восстановлением, без восстановления не может быть окисления, эти процессы идут одновременно. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединенных окислителем.

5.Восстановители и окислители могут быть как простыми веществами, так и сложными. Окислительно-восстановительная реакция простых веществ связана с электронной структурой их атомов, т.е. положением в ПСЭ.

В периодах с повышением порядкового номера элемента (слева направо) восстановительные свойства простых веществ уменьшаются, окислительные – усиливаются. Например, в 3 периоде натрий – самый активный восстановитель, хлор – самый активный окислитель.

Вглавных подгруппах с повышением порядкового номера (сверху вниз) усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. Таким образом, самый активный восстановитель в ПСЭ – франций, а самый активный окислитель – фтор.

Впобочных подгруппах с повышением порядкового номера восстановительные свойства не изменяются, так как все элементы побочных подгрупп металлы.

Неметаллы проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства. Например,

Окислительные и восстановительные свойства сложных веществ зависят от степени окисления атома в соединении. Например, в сероводородной кислоте H2S сера имеет отрицательную степень окисления (S2-), чему соответствует восьмиэлектронная

50

оболочка валентного слоя (3s23p6). Больше принять электроны она не может, а может только отдавать, следовательно, сероводород – восстановитель. В молекуле сернистой кислоты H2SO3, сера находится в промежуточной степени окисления (S4+), а потому сернистая кислота может быть как восстановителем, так и окислителем, что зависит от свойств веществ, с которыми будет реагировать (3s2). В молекуле серной кислоты H2SO4 сера имеет максимальную положительную степень окисления (S6+), отдала все валентные электроны и может только принимать электроны 3s03p0, следовательно, серная кислота – окислитель.

Другие неметаллы, сложные молекулы или ионы, содержащие атомы металлов и неметаллов в промежуточной положительной степени окисления, обладают как восстановительной, так и окислительной способностью. Например:

H2S4+O3, HN3+O2, H3As3+O3, Cr3+2(SO4)3, Mn4+O2;

HN3+O2 + HI1- = N2+O + I20+ H2O;

окислитель типичный

51