2 Семестр (Органика) / Старые / РАСТВОРЫ

РАСТВОРЫ.

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ

ДИССОЦИАЦИИ

Основные понятия

Растворы — однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух и более компонентов (составных частей) и продуктов их взаимодействия, содержание ко­торых можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности.

Компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора, называется растворителем. Другой (другие) компонент —растворен­ным веществом. Если агрегатное состояние компонентов раствора одинаково, растворителем считают преобладающее вещество.

По агрегатному состоянию растворы бывают газообразные, жидкие и твер­дые. Их количественный состав наиболее часто характеризуется массовой до­лей растворенного вещества и молярной концентрацией.

Массовая доля растворенного вещества — безразмерная физическая величи­на, равная отношению массы растворенного вещества к общей массе раствора:

где w_{вещества} — массовая доля растворенного вещества (в долях единицы или процентах), m_{вещества} — масса растворенного вещества и m_{раствора} — общая мас­са раствора.

Молярная концентрация или молярность — отношение количества раство­ренного вещества к объему раствора:

где См(Х)— молярная концентрация частиц X; v(X) — количество вещества частиц X, содержащихся в растворе; V — объем раствора.

Молярная концентрация (С_M или М) выражается размерностью моль/л. Например, 0,01М КОН — сантимолярный раствор гидроксида калия: 1 л такого раствора содержит 0,01 моль вещества или 0,01 моль-56 г/моль — 0,56 г КОН.

Растворимость — свойство вещества растворяться в каком-либо раствори­теле. Все вещества делятся на хорошо растворимые, мало растворимые и практически нерастворимые. Растворимость зависит от природы растворенного ве­щества и растворителя, а также от температуры и давления (для газов). Раство­рение — процесс самопроизвольный.

Насыщенный раствор — раствор, находящийся в динамическом (подвиж­ном) равновесии с избытком растворяемого вещества. Количественно раствори­мость выражается концентрацией насыщенного раствора, под которой пони­мают максимальное число граммов вещества, растворимое в 100 г растворителя при данной температуре. Это количество называют коэффициентом раствори­мости или просто растворимостью вещества.

Кристаллогидраты — кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, например, Na₂CO₃ 10H₂0. Вода, входящая в состав кристаллогидратов, называется кристаллизационной.

Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и проводящие электрический ток (НС1, NaOH, NaCl и др.), называют электролитами. Соответ­ственно, неэлектролитами называют вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются (N₂, CHC1₃, СН₄ и др.). Распад электролитов на ионы при растворении их в растворителе называется электролитической диссоциацией.

Перечислим основные положения теории электролитической диссоциа­ции, открытой С. Аррениусом и Д.И. Менделеевым.

1. Диссоциация электролитов происходит под действием полярных молекул растворителя.

2. Диссоциация обратима. Параллельно с распадом молекул на ионы про­текает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация). Диссоциация силь­ных электролитов практически необратима.

3. Электролиты распадаются на катионы. — положительно заряженные — и анионы. — отрицательно заряженные частицы.

4. Суммарный заряд всех катионов равен суммарному заряду всех анионов.

5. Диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований про­ходит ступенчато, причем в основном идет по первой ступени.

Степень диссоциации (а) — это отношение числа распавшихся на ионы молекул (N) к общему числу растворенных молекул (N₀):

Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах, зави­сит от концентрации и температуры. При уменьшении концентрации электро­лита степень его диссоциации всегда увеличивается.

По степени диссоциации электролиты делятся на сильные, средние и сла­бые. Сильные электролиты практически полностью распадаются на ионы, у слабых электролитов большая часть растворенного вещества находится в фор­ме молекул.

К сильным электролитам относятся многие минеральные кислоты (НС1, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, НСЮ₄, НС1О₃, НМпО₄), щелочи, почти все растворимые соли.

НС1 -» Н⁺ + Сl^-H₂S0₄ -> Н+ + HS0₄^- HSO; <=> Н⁺ + SO^2-₄

КОН -> К⁺ + ОН^- K₂SO₄ -» 2К⁺ + SO^2-₄ KHS -> К⁺ +HS^- HS^- <± Н⁺ + S^2-

К слабым электролитам относятся многие неорганические кислоты, напри­мер, HF, H₂CO₃, H₂S, HCN, НСlO, H₂SiO₃, H₃B0₃, практически все органичес­кие кислоты, гидроксид аммония и все нерастворимые гидроксиды. Вода явля­ется очень слабым амфотерным электролитом.

НСLO <=> Н⁺ + CLO^-

NH₄OH <=> NH⁺₄ + ОН^-

Н₂0 <=> Н⁺ + ОН^-К средним электролитам относятся такие вещества, как H₂SO₃, H₃PO₄, HN0₂.

Н₃Р0₄ <=> Н⁺ + Н₂РО^-₄ Н₂РО^-₄<=> Н⁺ + НРО^2-₄

Ионные уравнения реакций

Реакции, протекающие в растворах между ионами, называются ионными реакциями. С участием ионов могут протекать как обменные, так и окислитель­но-восстановительные реакции.

При составлении ионных уравнений нужно следовать определенным прави­лам.

1. Формулы сильных электролитов записывают в виде ионов.

2. Формулы слабых электролитов, малорастворимых и газообразных ве­ществ, а также формулы оксидов металлов и неметаллов, формулы комплекс­ных ионов записывают в молекулярном виде.

3. Сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть рав­на сумме электрических зарядов в правой части уравнения.

Реакции обмена в водных растворах электролитов могут быть: а) практичес­ки необратимыми, т.е. протекать до конца, б) обратимыми, т.е. протекать од­новременно в двух противоположных направлениях.

Реакции обмена между сильными электролитами в растворах становятся практически необратимыми в тех случаях, когда ионы соединяются друг с другом и образуют осадки (1), газы (2), слабые электролиты (3) и комплексные соединения (4).

Например:

1) Образование осадка.

Молекулярное уравнение:

Ba(NO₃)₂ + Na₂SO₄ -----> BaS0₄ + 2NaN0₃

С учетом диссоциации сильных электролитов, которые диссоциируют пол­ностью, можно записать полное ионное уравнение:

Ва²⁺ + 2NO^-₃ + 2Na+ + SO^2-₄- -» BaSO₄+ 2Na⁺ + 2NO^-₃

Так как ионы Na⁺ и NO^-₃ имеются и в левой, и в правой частях уравнения,

т.е. эти ионы в реакции участия не принимают, их можно исключить из урав­нения и записать сокращенное ионное уравнение:

Ва²⁺ + SO^2-₄ -> BaS0₄

2) Выделение газа.

КОН + NH₄C1 -> NH₃ + Н₂0 + КС1 К⁺ + ОН^- + NH⁺₄ + СL^- --> NH₃ + Н₂О + К⁺ + СL^-

NH⁺ + ОН^- -» NH₃ + Н₂О

3) Образование слабого электролита.

КОН + НС1 -» КС1 + Н₂О

К⁺ + ОН^- + Н⁺ + СL^- -> К⁺ + СL^- + Н₂0

Н⁺ + ОН^- --» Н₂О

4) Образование комплексного соединения.

FeCl₃ + 6KCN -> K₃[Fe(CN)₆] + 3KC1

Fe³⁺ + ЗСl^- + 6К⁺ + 6CN^--> 3K⁺ + [Fe(CN)₆]^3- + ЗК⁺ + ЗСl^- Fe³⁺ + 6CN^- -> [Fe(CN)₆]^3-

Ионные уравнения имеют более общий характер по сравнению с молекулярными, например, уравнение (а):

a)Ag⁺ + Cl^- AgCl

выражает сущность нескольких молекулярных уравнений, например (б, в):