Электролиты как химические вещества известны с древних времён. Однако большинство областей своего применения они завоевали относительно недавно. Мы обсудим самые приоритетные для промышленности области использования этих веществ и разберёмся, что же последние собой представляют и чем отличаются друг от друга. Но начнём с экскурса в историю.
История
Самые старые известные электролиты - это соли и кислоты, открытые ещё в Древнем мире. Однако представления о строении и свойствах электролитов развивались со временем. Теории этих процессов эволюционировали, начиная с 1880 годов, когда был сделан ряд открытий, связанный с теориями свойств электролитов. Наблюдались несколько качественных скачков в теориях, описывающих механизмы взаимодействия электролитов с водой (ведь только в растворе они приобретают те свойства, благодаря которым их используют в промышленности).
Сейчас мы подробно разберём несколько теорий, оказавших наибольшее влияние на развитие представлений об электролитах и их свойствах. И начнём с самой распространённой и простой теории, которую каждый из нас проходил в школе.
Теория электролитической диссоциации Аррениуса
в 1887 году шведский химик и Вильгельм Оствальд создали теорию электролитической диссоциации. Однако тут тоже не всё так просто. Сам Аррениус был сторонником так называемой физической теории растворов, которая не учитывала взаимодействие составляющих вещества с водой и утверждала, что в растворе существуют свободные заряженные частицы (ионы). Кстати, именно с таких позиций сегодня рассматривают электролитическую диссоциацию в школе.
Поговорим всё-таки о том, что даёт эта теория и как она объясняет нам механизм взаимодействия веществ с водой. Как и у любой другой, у неё есть несколько постулатов, которые она использует:
1. При взаимодействии с водой вещество распадается на ионы (положительный - катион и отрицательный - анион). Эти частицы подвергаются гидратации: они притягивают молекулы воды, которые, кстати, заряжены с одной стороны положительно, а с другой - отрицательно (образуют диполь), в результате формируются в аквакомплексы (сольваты).
2. Процесс диссоциации обратим - то есть если вещество распалось на ионы, то под действием каких-либо факторов оно вновь может превратиться в исходное.
3. Если подключить к раствору электроды и пустить ток, то катионы начнут движение к отрицательному электроду - катоду, а анионы к положительно заряженному - аноду. Именно поэтому вещества, хорошо растворимые в воде, проводят электрический ток лучше, чем сама вода. По той же причине их назвали электролитами.
4. электролита характеризует процент вещества, подвергшегося растворению. Этот показатель зависит от свойств растворителя и самого растворённого вещества, от концентрации последнего и от внешней температуры.
Вот, по сути, и все основные постулаты этой несложной теории. Ими мы будем пользоваться в этой статье для описания того, что же происходит в растворе электролита. Примеры этих соединений разберём чуть позже, а сейчас рассмотрим другую теорию.
Теория кислот и оснований Льюиса
По теории электролитической диссоциации, кислота - это вещество, в растворе которого присутствует катион водорода, а основание - соединение, распадающееся в растворе на гидроксид-анион. Существует другая теория, названная именем известного химика Гилберта Льюиса. Она позволяет несколько расширить понятие кислоты и основания. По теории Льюиса, кислоты - или молекулы вещества, которые имеют свободные электронные орбитали и способны принять электрон от другой молекулы. Несложно догадаться, что основаниями будут являться такие частицы, которые способны отдать один или несколько своих электронов в "пользование" кислоте. Очень интересно здесь то, что кислотой или основанием может быть не только электролит, но и любое вещество, даже нерастворимое в воде.
Протолитическая теория Брендстеда-Лоури
В 1923 году, независимо друг от друга, двое учёных - Й. Бренстед и Т. Лоури -предложили теорию, которая сейчас активно применяется учёными для описания химических процессов. Суть этой теории в том, что смысл диссоциации сводится к передаче протона от кислоты основанию. Таким образом, последнее понимается здесь как акцептор протонов. Тогда кислота является их донором. Теория также хорошо объясняет существование веществ, проявляющих свойства и кислоты и основания. Такие соединения называются амфотерными. В теории Бренстеда-Лоури для них также применяется термин амфолиты, тогда как кислота или основания принято называть протолитами.
Мы подошли к следующей части статьи. Здесь мы расскажем, чем отличаются друг от друга сильные и слабые электролиты и обсудим влияние внешних факторов на их свойства. А затем уже приступим к описанию их практического применения.
Сильные и слабые электролиты
Каждое вещество взаимодействует с водой индивидуально. Какие-то растворяются в ней хорошо (например, поваренная соль), а какие-то совсем не растворяются (например, мел). Таким образом, все вещества делятся на сильные и слабые электролиты. Последние представляют собой вещества, плохо взаимодействующие с водой и оседающие на дне раствора. Это означает, что они имеют очень низкую степень диссоциации и высокую энергию связей, которая не позволяет при нормальных условиях распадаться молекуле на составляющие её ионы. Диссоциация слабых электролитов происходит либо очень медленно, либо при повышении температуры и концентрации этого вещества в растворе.
Поговорим о сильных электролитах. К ним можно отнести все растворимые соли, а также сильные кислоты и щёлочи. Они легко распадаются на ионы и очень трудно собрать их в осадки. Ток в электролитах, кстати, проводится именно благодаря ионам, содержащимся в растворе. Поэтому лучше всех проводят ток сильные электролиты. Примеры последних: сильные кислоты, щёлочи, растворимые соли.
Факторы, влияющие на поведение электролитов
Теперь разберёмся, как влияет изменение внешней обстановки на Концентрация напрямую влияет на степень диссоциации электролита. Более того, это соотношение можно выразить математически. Закон, описывающий эту связь, называется законом разбавления Оствальда и записывается так: a = (K / c) 1/2 . Здесь a - это степень диссоциации (берётся в долях), К - константа диссоциации, разная для каждого вещества, а с - концентрация электролита в растворе. По этой формуле можно узнать много нового о веществе и его поведении в растворе.
Но мы отклонились от темы. Кроме концентрации, на степень диссоциации также влияет температура электролита. Для большинства веществ её увеличение повышает растворимость и химическую активность. Именно этим можно объяснить протекание некоторых реакций только при повышенной температуре. При нормальных условиях они идут либо очень медленно, либо в обе стороны (такой процесс называется обратимым).
Мы разобрали факторы, определяющие поведение такой системы, как раствор электролита. Сейчас перейдём к практическому применению этих, без сомнения, очень важных химических веществ.
Промышленное использование
Конечно, все слышали слово "электролит" применительно к аккумуляторам. В автомобиле используют свинцово-кислотные аккумуляторы, роль электролита в котором выполняет 40-процентная серная кислота. Чтобы понять, зачем там вообще нужно это вещество, стоит разобраться в особенностях работы аккумуляторов.
Так в чём принцип работы любого аккумулятора? В них происходит обратимая реакция превращения одного вещества в другое, в результате которой высвобождаются электроны. При заряде аккумулятора происходит взаимодействие веществ, которого не получается при нормальных условиях. Это можно представить как накопление электроэнергии в веществе в результате химической реакции. При разряде же начинается обратное превращение, приводящее систему к начальному состоянию. Эти два процесса вместе составляют один цикл заряда-разряда.
Рассмотрим вышеизложенный процесс на конкретном примере - свинцово-кислотном аккумуляторе. Как нетрудно догадаться, этот источник тока состоит из элемента, содержащего свинец (а также диокисд свинца PbO 2) и кислоты. Любой аккумулятор состоит из электродов и пространства между ними, заполненного как раз электролитом. В качестве последнего, как мы уже выяснили, в нашем примере используется серная кислота концентрацией 40 процентов. Катод такого аккумулятора делают из диоксида свинца, а анод состоит из чистого свинца. Всё это потому, что на этих двух электродах протекают разные обратимые реакции с участием ионов, на которые продиссоциировала кислота:
- PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (реакция, происходящая на отрицательном электроде - катоде).
- Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Реакция, протекающая на положительном электроде - аноде).
Если читать реакции слева направо - получаем процессы, происходящие при разряде аккумулятора, а если справа налево - при заряде. В каждом эти реакции разные, но механизм их протекания в общем описывается одинаково: происходят два процесса, в одном из которых электроны "поглощаются", а в другом, наоборот, "выходят". Самое главное то, что число поглощённых электронов равно числу вышедших.
Собственно, кроме аккумуляторов, существует масса применений этих веществ. Вообще, электролиты, примеры которых мы привели, - это лишь крупинка того многообразия веществ, которые объединены под этим термином. Они окружают нас везде, повсюду. Вот, например, тело человека. Думаете, там нет этих веществ? Очень ошибаетесь. Они находятся везде в нас, а самое большое количество составляют электролиты крови. К ним относятся, например, ионы железа, которые входят в состав гемоглобина и помогают транспортировать кислород к тканям нашего организма. Электролиты крови также играют ключевую роль в регуляции водно-солевого баланса и работе сердца. Эту функцию выполняют ионы калия и натрия (существует даже процесс, происходящий в клетках, который назвается калий-натриевым насосом).
Любые вещества, которые вы в силах растворить хоть немного, - электролиты. И нет такой отрасли промышленности и нашей с вами жизни, где бы они ни применялись. Это не только аккумуляторы в автомобилях и батарейки. Это любое химическое и пищевое производство, военные заводы, швейные фабрики и так далее.
Состав электролита, кстати, бывает разным. Так, можно выделить кислотный и щелочной электролит. Они принципиально отличаются своими свойствами: как мы уже говорили, кислоты являются донорами протонов, а щёлочи - акцепторами. Но со времением состав электролита меняется вследствие потери части вещества концентрация либо уменьшается, либо увеличивается (всё зависит от того, что теряется, вода или электролит).
Мы каждый день сталкиваемся с ними, однако мало кто точно знает определение такого термина, как электролиты. Примеры конкретных веществ мы разобрали, поэтому перейдём к немного более сложным понятиям.
Физические свойства электролитов
Теперь о физике. Самое важное, что нужно понимать при изучении этой темы - как передаётся ток в электролитах. Определяющую роль в этом играют ионы. Эти заряженные частицы могут переносить заряд из одной части раствора в другую. Так, анионы стремятся всегда к положительному электроду, а катионы - к отрицательному. Таким образом, действуя на раствор электрическим током, мы разделяем заряды по разным сторонам системы.
Очень интересна такая физическая характеристика, как плотность. От неё зависят многие свойства обсуждаемых нами соединений. И зачастую всплывает вопрос: "Как поднять плотность электролита?" На самом деле ответ прост: необходимо понизить содержание воды в растворе. Так как плотность электролита большей частью определяется то она большей частью зависит от концентрации последней. Существует два способа осуществить задуманное. Первый достаточно простой: прокипятить электролит, содержащийся в аккумуляторе. Для этого нужно зарядить его так, чтобы температура внутри поднялась чуть выше ста градусов по цельсию. Если этот способ не помогает, не переживайте, существует ещё один: просто-напросто заменить старый электролит новым. Для этого нужно слить старый раствор, прочистить внутренности от остатков серной кислоты дистиллированной водой, а затем залить новую порцию. Как правило, качественные растворы электролита сразу имеют нужную величину концентрации. После замены можете надолго забыть о том, как поднять плотность электролита.
Состав электролита во многом определяет его свойства. Такие характеристики, как электропроводность и плотность, например, сильно зависят от природы растворённого вещества и его концентрации. Существует отдельный вопрос о том, сколько электролита в аккумуляторе может быть. На самом деле его объём напрямую связан с заявленной мощностью изделия. Чем больше серной кислоты внутри аккумулятора, тем он мощнее, т. е. тем большее напряжение способен выдавать.
Где это пригодится?
Если вы автолюбитель или просто увлекаетесь автомобилями, то вы и сами всё понимаете. Наверняка вы даже знаете, как определить, сколько электролита в аккумуляторе находится сейчас. А если вы далеки от автомобилей, то знание свойств этих веществ, их применения и того, как они взаимодействуют друг с другом будет совсем не лишним. Зная это, вы не растеряетесь, если вас попросят сказать, какой электролит в аккумуляторе. Хотя даже если вы не автолюбитель, но у вас есть машина, то знание устройства аккумулятора будет совсем не лишним и поможет вам в ремонте. Будет гораздо легче и дешевле сделать всё самому, нежели ехать в автоцентр.
А чтобы лучше изучить эту тему, мы рекомендуем почитать учебник химии для школы и вузов. Если вы хорошо знаете эту науку и прочитали достаточно учебников, лучшим вариантом будут "Химические источники тока" Варыпаева. Там изложены подробно вся теория работы аккумуляторов, различных батарей и водородных элементов.
Заключение
Мы подошли к концу. Подведём итоги. Выше мы разобрали всё, что касается такого понятия, как электролиты: примеры, теория строения и свойств, функции и применение. Ещё раз стоит сказать, что эти соединения составляют часть нашей жизни, без которой не могли бы существовать наши тела и все сферы промышленности. Вы помните про электролиты крови? Благодаря им мы живём. А что насчёт наших машин? С помощью этих знаний мы сможем исправить любую проблему, связанную с аккумулятором, так как теперь понимаем, как поднять плотность электролита в нём.
Всё рассказать невозможно, да мы и не ставили такой цели. Ведь это далеко не всё, что можно рассказать об этих удивительных веществах.
Которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.
Слабыми электролитами являются:
- почти все органические кислоты и вода;
- некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO 2 , HNO 2 , HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4 ,H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , H 2 SO 3 и др.;
- некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH) 3 , Zn(OH) 2 и др.; а также гидроксид аммония NH 4 OH.
Литература
- М. И. Равич-Шербо. В. В. Новиков «Физическая и коллоидная Химия» М: Высшая школа, 1975
Wikimedia Foundation . 2010 .
Смотреть что такое "Слабые электролиты" в других словарях:
слабые электролиты - – электролиты, незначительно диссоциирующие в водных растворах на ионы. Процесс диссоциации слабых электролитов обратим и подчиняется закону действующих масс. Общая химия: учебник / А. В. Жолнин … Химические термины
Вещества, обладающие ионной проводимостью; их называют проводниками второго рода прохождение тока через них сопровождается переносом вещества. К электролитам относятся расплавы солей, оксидов или гидроксидов, а также (что встречается значительно… … Энциклопедия Кольера
В широком смысле жидкие или твёрдые в ва и системы, в к рых присутствуют в заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение по ним электрич. тока (ионную проводимость); в узком смысле в ва, распадающиеся в р ре на ионы. При растворении Э.… … Физическая энциклопедия
Электролиты - жидкие или твердые вещества, в которых в результате электролитической диссоциации образуются в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение постоянного электрического тока. Электролиты в растворах… … Энциклопедический словарь по металлургии
В ва, в к рых в заметной концентрации присутствуют ионы, обусловливающие прохождение электрич. тока (ионную проводимость). Э. также наз. проводниками второго рода. В узком смысле слова Э. в ва, молекулы к рых в р ре вследствие электролитической… … Химическая энциклопедия
- (от Электро... и греч. lytos разлагаемый, растворимый) жидкие или твёрдые вещества и системы, в которых присутствуют в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение электрического тока. В узком смысле Э.… … Большая советская энциклопедия
У этого термина существуют и другие значения, см. Диссоциация. Электролитическая диссоциация процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении. Содержание 1 Диссоциация в растворах 2 … Википедия
Электролит вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако само вещество электрический ток не проводит. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований.… … Википедия
Электролит химический термин, обозначающий вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы. Примерами электролитов могут служить кислоты, соли и основания. Электролиты проводники второго рода,… … Википедия
Величина a выражается в долях единицы или в % и зависит от природы электролита, растворителя, температуры, концентрации и состава раствора.
Особую роль играет растворитель: в ряде случаев при переходе от водных растворов к органическим растворителям степень диссоциации электролитов может резко возрасти или уменьшиться. В дальнейшем, при отсутствии специальных указаний, будем считать, что растворителем является вода.
По степени диссоциации электролиты условно разделяют на сильные (a > 30%), средние (3% < a < 30%) и слабые (a < 3%).
К сильным электролитам относят:
1) некоторые неорганические кислоты (HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 и ряд других);
2) гидроксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов;
3) почти все растворимые соли.
К электролитам средней силы относят Mg(OH) 2 , H 3 PO 4 , HCOOH, H 2 SO 3 , HF и некоторые другие.
Слабыми электролитами считают все карбоновые кислоты (кроме HCOOH) и гидратированные формы алифатических и ароматических аминов. Слабыми электролитами являются также многие неоргани-ческие кислоты (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 и др.) и основания (NH 3 ∙H 2 O).
Несмотря на некоторые совпадения, в целом не следует отождествлять растворимость вещества с его степенью диссоциации. Так, уксусная кислота и этиловый спирт неограниченно растворимы в воде, но в то же время первое вещество является слабым электро-литом, а второе - неэлектролит.
Кислоты и основания
Несмотря на то, что понятия «кислота» и «основание» широко используются для описания химических процессов, единого подхода к классификации веществ с точки зрения отнесения их к кислотам или основаниям нет. Существующие в настоящее время теории (ионная теория С. Аррениуса , протолитическая теория И. Бренстеда и Т. Лоури и электронная теория Г. Льюиса ) имеют определенные ограничения и, таким образом, применимы лишь в частных случаях. Остановимся подробнее на каждой из этих теорий.
Теория Аррениуса.
В ионной теории Аррениуса понятия «кислота» и «основание» тесно связаны с процессом электролитической диссоциации:
Кислотой является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием ионов Н + ;
Основанием является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием ионов ОН - ;
Амфолитом (амфотерным электролитом) является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием как ионов Н + , так и ионов ОН - .
Например:
НА ⇄ Н + + А - nH + + MeO n n - ⇄ Ме(ОН) n ⇄ Ме n + + nОН -В соответствии с ионной теорией кислотами могут быть как нейтральные молекулы, так и ионы, например:
HF ⇄ H + + F -
H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -
NH 4 + ⇄ H + + NH 3
Аналогичные примеры можно привести и для оснований:
КОН К + + ОН -
- ⇄ Al(OH) 3 + ОН -
+ ⇄ Fe 2+ + ОН -
К амфолитам относят гидроксиды цинка, алюминия, хрома и некоторые другие, а также аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.
В целом, кислотно-основное взаимодействие в растворе сводится к реакции нейтрализации:
H + + ОН - H 2 O
Однако, ряд экспериментальных данных показывает ограниченность ионной теории. Так, аммиак, органические амины, оксиды металлов типа Na 2 O, СаО, анионы слабых кислот и т.д. в отсутствии воды проявляют свойства типичных оснований, хотя не имеют в своем составе гидроксид-ионов.
С другой стороны, многие оксиды (SO 2 , SO 3 , Р 2 О 5 и т.д.), галогениды, галогенангидриды кислот, не имея в своем составе ионов водорода, даже в отсутствии воды проявляют кислотные свойства, т.е. нейтрализуют основания.
Кроме того, поведение электролита в водном растворе и в неводной среде может быть противоположным.
Так, CH 3 COOH в воде является слабой кислотой:
CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H + ,
а в жидком фтороводороде проявляет свойства основания:
HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -
Исследования подобных типов реакций и в особенности реакций, протекающих в неводных растворителях, привели к созданию более общих теорий кислот и оснований.
Теория Бренстеда и Лоури.
Дальнейшим развитием теории кислот и оснований явилась предложенная И. Бренстедом и Т. Лоури протолитическая (протонная) теория. В соответствии с этой теорией:
Кислотой называют любое вещество, молекулы (или ионы) которого способны отдавать протон, т.е. быть донором протона;
Основанием называют любое вещество, молекулы (или ионы) которого способны присоединять протон, т.е. быть акцептором протона;
Таким образом, понятие основания значительно расширяется, что подтверждается следующими реакциями:
ОН - + Н + Н 2 О
NH 3 + H + NH 4 +
H 2 N-NH 3 + + H + H 3 N + -NH 3 +
По теории И. Бренстеда и Т. Лоури кислота и основание составляют сопряженную пару и связаны равновесием:
КИСЛОТА ⇄ ПРОТОН + ОСНОВАНИЕ
Поскольку реакция переноса протона (протолитическая реакция) обратима, причем в обратном процессе тоже передается протон, то продукты реакции являются друг по отношению к другу кислотой и основанием. Это можно записать в виде равновесного процесса:
НА + В ⇄ ВН + + А - ,
где НА – кислота, В – основание, ВН + – кислота, сопряженная с основанием В, А - – основание, сопряженное с кислотой НА.
Примеры.
1) в реакции:
HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2 O,
HCl и H 2 O – кислоты, Cl - и OH - – соответствующие сопряженные с ними основания;
2) в реакции:
HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O + ,
HSO 4 - и H 3 O + – кислоты, SO 4 2 - и H 2 O – основания;
3) в реакции:
NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3 ,
NH 4 + – кислота, NH 2 - – основание, а NH 3 выступает в роли как кислоты (одна молекула), так и основания (другая молекула), т.е. демонстрирует признаки амфотерности – способности проявлять свойства кислоты и основания.
Такой способностью обладает и вода:
2Н 2 О ⇄ Н 3 О + + ОН -
Здесь одна молекула Н 2 О присоединяет протон (основание), образуя сопряженную кислоту – ион гидроксония Н 3 О + , другая отдает протон (кислота), образуя сопряженное основание ОН - . Этот процесс называется автопротолизом .
Из приведенных примеров видно, что в отличие от представлений Аррениуса, в теории Бренстеда и Лоури реакции кислот с основаниями не приводят к взаимной нейтрализации, а сопровождаются образованием новых кислот и оснований.
Необходимо также отметить, что протолитическая теория рассматривает понятия «кислота» и «основание» не как свойство, но как функцию, которую выполняет рассматриваемое соединение в протолитической реакции. Одно и то же соединение может в одних условиях реагировать как кислота, в других – как основание. Так, в водном растворе СН 3 СООН проявляет свойства кислоты, а в 100%-й H 2 SO 4 – основания.
Однако, несмотря на свои достоинства, протолитическая теория, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, не содержащим атомов водорода, но, в тоже время, проявляющим функцию кислоты: галогенидам бора, алюминия, кремния, олова.
Теория Льюиса.
Иным подходом к классификации веществ с точки зрения отнесения их к кислотам и основаниям явилась электронная теория Льюиса. В рамках электронной теории:
кислотой называют частицу (молекулу или ион), способную присоединять электронную пару (акцептор электронов);
основанием называют частицу (молекулу или ион), способную отдавать электронную пару (донор электронов).
Согласно представлениям Льюиса, кислота и основание взаимодействуют друг с другом с образованием донорно-акцепторной связи. В результате присоединения пары электронов у атома с электронным дефицитом возникает завершенная электронная конфигурация - октет электронов. Например:
Аналогичным образом можно представить и реакцию между нейтральными молекулами:
Реакция нейтрализации в терминах теории Льюиса рассматривается как присоединение электронной пары гидроксид-иона к иону водорода, предоставляющему для размещения этой пары свободную орбиталь:
Таким образом, сам протон, легко присоединяющий электронную пару, с точки зрения теории Льюиса, выполняет функцию кислоты. В этой связи, кислоты по Бренстеду могут рассматриваться как продукты реакции между льюисовскими кислотами и основаниями. Так, HCl является продуктом нейтрализации кислоты H + основанием Cl - , а ион H 3 O + образуется в результате нейтрализации кислоты H + основанием H 2 O.
Реакции между кислотами и основаниями Льюиса также иллюстрируют следующие примеры:
К основаниям Льюиса также относят галогенид-ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины, кислородсодержащие органические соединения типа R 2 CO, (где R - органический радикал).
К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов.
Очевидно, что в теории Льюиса понятие «кислота» включает в себя более широкий круг химических соединений. Это объясняется тем, что по Льюису отнесение вещества к классу кислот обусловлено исключительно строением его молекулы, определяющим электронно-акцепторные свойства, и не обязательно связано с наличием атомов водорода. Льюисовские кислоты, не содержащие атомов водорода, называют апротонными .
Эталоны решения задач
1. Написать уравнение электролитической диссоциации Al 2 (SO 4) 3 в воде.
Сульфат алюминия является сильным электролитом и в водном растворе подвергается полному распаду на ионы. Уравнение диссоциации:
Al 2 (SO 4) 3 + (2x + 3y)H 2 O 2 3+ + 3 2 - ,
или (без учета процесса гидратации ионов):
Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2 - .
2. Чем является ион HCO 3 - с позиций теории Бренстеда-Лоури?
В зависимости от условий ион HCO 3 – может как отдавать протоны:
HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),
так и присоединять протоны:
HCO 3 - + H 3 O + H 2 CO 3 + H 2 O (2).
Таким образом, в первом случае ион HCO 3 - является кислотой, во втором - основанием, т. е. является амфолитом.
3. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион Ag + в реакции:
Ag + + 2NH 3 +
В процессе образования химических связей, который протекает по донорно-акцепторному механизму, ион Ag + , имея свободную орбиталь, является акцептором электронных пар, и, таким образом, проявляет свойства кислоты Льюиса.
4. Определить ионную силу раствора в одном литре которого находятся 0,1 моль KCl и 0,1 моль Na 2 SO 4 .
Диссоциация представленных электролитов протекает в соответствии с уравнениями:
Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2 -
Отсюда: С(K +) = С(Cl -) = С(KCl) = 0,1 моль/л;
С(Na +) = 2×С(Na 2 SO 4) = 0,2 моль/л;
С(SO 4 2 -) = С(Na 2 SO 4) = 0,1 моль/л.
Ионную силу раствора вычисляем по формуле:
5. Определить концентрацию CuSO 4 в растворе данного электролита с I = 0,6 моль/л.
Диссоциация CuSO 4 протекает по уравнению:
CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -
Примем С(CuSO 4) за x моль/л, тогда, в соответствии с уравнением реакции, С(Cu 2+) = С(SO 4 2 -) = x моль/л. В данном случае выражение для расчета ионной силы будет иметь вид:
6. Определить коэффициент активности иона K + в водном растворе KCl с С(KCl) = 0,001 моль/л.
который в данном случае примет вид:
.
Ионную силу раствора найдем по формуле:
7. Определить коэффициент активности иона Fe 2+ в водном растворе, ионная сила которого равна 1.
В соответствии с законом Дебая-Хюккеля:
следовательно:
8. Определить константу диссоциации кислоты HA, если в растворе этой кислоты с концентрацией 0,1 моль/л a = 24%.
По величине степени диссоциации можно определить, что данная кислота является электролитом средней силы. Следовательно, для расчета константы диссоциации кислоты используем закон разведения Оствальда в его полной форме:
9. Определить концентрацию электролита, если a = 10%, K д = 10 - 4 .
Из закона разведения Оствальда:
10. Степень диссоциации одноосновной кислоты HA не превышает 1%. (HA) = 6,4×10 - 7 . Определить степень диссоциации HA в ее растворе с концентрацией 0,01 моль/л.
По величине степени диссоциации можно определить, что данная кислота является слабым электролитом. Это позволяет использовать приближенную формулу закона разведения Оствальда:
11. Степень диссоциации электролита в его растворе с кон-центрацией 0,001 моль/л равна 0,009. Определить константу диссоциации этого электролита.
Из условия задачи видно, что данный электролит является слабым (a = 0,9%). Поэтому:
12. (HNO 2) = 3,35. Сравнить силу HNO 2 с силой одно-основной кислоты HA, степень диссоциации которой в растворе с С(HA) = 0,15 моль/л равна 15%.
Рассчитаем (HA), используя полную форму уравнения Оствальда:
Так как (HA) < (HNO 2), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO 2 .
13. Имеются два раствора KCl, содержащие при этом и другие ионы. Известно, что ионная сила первого раствора (I 1) равна 1, а второго (I 2) составляет величину 10 - 2 . Сравнить коэффициенты активности f (K +) в данных растворах и сделать вывод, как отличаются свойства этих растворов от свойств бесконечно разбавленных растворов KCl.
Коэффициенты активности ионов K + рассчитаем, используя закон Дебая-Хюккеля:
Коэффициент активности f - это мера отклонения в поведении раствора электролита данной концентрации от его поведения при бесконечном разведении раствора.
Так как f 1 = 0,316 сильнее отклоняется от 1, чем f 2 = 0,891, то в растворе с большей ионной силой наблюдается большее отклонение в поведении раствора KCl от его поведения при бесконечном разведении.
Вопросы для самоконтроля
1. Что такое электролитическая диссоциация?
2. Какие вещества называют электролитами и неэлектролитами? Приведите примеры.
3. Что такое степень диссоциации?
4. От каких факторов зависит степень диссоциации?
5. Какие электролиты считаются сильными? Какие средней силы? Какие слабыми? Приведите примеры.
6. Что такое константа диссоциации? От чего зависит и от чего не зависит константа диссоциации?
7. Как связаны между собой константа и степень диссоциации в бинарных растворах средних и слабых электролитов?
8. Почему растворы сильных электролитов в своем поведении обнаруживают отклонения от идеальности?
9. В чем заключается суть термина «кажущаяся степень диссоциации»?
10. Что такое активность иона? Что такое коэффициент актив-ности?
11. Как изменяется величина коэффициента активности с разбавлением (концентрированием) раствора сильного электролита? Каково предельное значение коэффициента активности при бесконечном разведении раствора?
12. Что такое ионная сила раствора?
13. Как вычисляют коэффициент активности? Сформулируйте закон Дебая-Хюккеля.
14. В чем суть ионной теории кислот и оснований (теории Аррениуса)?
15. В чем состоит принципиальное отличие протолитической теории кислот и оснований (теории Бренстеда и Лоури) от теории Аррениуса?
16. Как трактует электронная теория (теория Льюиса) понятие «кислота» и «основание»? Приведите примеры.
Варианты задач для самостоятельного решения
Вариант №1
1. Написать уравнение электролитической диссоциации Fe 2 (SO 4) 3 .
НА + H 2 O ⇄ Н 3 O + + А - .
Вариант №2
1. Написать уравнение электролитической диссоциации CuCl 2 .
2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион S 2 - в реакции:
2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.
3. Вычислить молярную концентрацию электролита в растворе, если a = 0,75%, а = 10 - 5 .
Вариант №3
1. Написать уравнение электролитической диссоциации Na 2 SO 4 .
2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион CN - в реакции:
Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 - .
3. Ионная сила раствора CaCl 2 равна 0,3 моль/л. Рассчитать С(CaCl 2).
Вариант №4
1. Написать уравнение электролитической диссоциации Ca(OH) 2 .
2. Определить, чем с позиций теории Бренстеда является молекула H 2 O в реакции:
H 3 O + ⇄ H + + H 2 O.
3. Ионная сила раствора K 2 SO 4 составляет 1,2 моль/л. Рассчитать С(K 2 SO 4).
Вариант №5
1. Написать уравнение электролитической диссоциации K 2 SO 3 .
NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .
3. (CH 3 COOH) = 4,74. Сравнить силу CH 3 COOH с силой одноосновной кислоты HA, степень диссоциации которой в растворе с С(HA) = 3,6×10 - 5 моль/л равна 10%.
Вариант №6
1. Написать уравнение электролитической диссоциации K 2 S.
2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является молекула AlBr 3 в реакции:
Br - + AlBr 3 ⇄ - .
Вариант №7
1. Написать уравнение электролитической диссоциации Fe(NO 3) 2 .
2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион Cl - в реакции:
Cl - + AlCl 3 ⇄ - .
Вариант №8
1. Написать уравнение электролитической диссоциации K 2 MnO 4 .
2. Определить, чем с позиций теории Бренстеда является ион HSO 3 - в реакции:
HSO 3 - + OH – ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.
Вариант №9
1. Написать уравнение электролитической диссоциации Al 2 (SO 4) 3 .
2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион Co 3+ в реакции:
Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 - .
3. В 1 л раствора содержится 0,348 г K 2 SO 4 и 0,17 г NaNO 3 . Определить ионную силу этого раствора.
Вариант №10
1. Написать уравнение электролитической диссоциации Ca(NO 3) 2 .
2. Определить, чем с позиций теории Бренстеда является молекула H 2 O в реакции:
B + H 2 O ⇄ OH - + BH + .
3. Вычислить концентрацию электролита в растворе, если a = 5%, а = 10 - 5 .
Вариант №11
1. Написать уравнение электролитической диссоциации KMnO 4 .
2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион Cu 2+ в реакции:
Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 + .
3. Вычислить коэффициент активности иона Cu 2+ в растворе CuSO 4 c С(CuSO 4) = 0,016 моль/л.
Вариант №12
1. Написать уравнение электролитической диссоциации Na 2 CO 3 .
2. Определить, чем с позиций теории Бренстеда является молекула H 2 O в реакции:
K + + xH 2 O ⇄ + .
3. Имеются два раствора NaCl, содержащие и другие электролиты. Значения ионной силы этих растворов соответственно равны: I 1 = 0,1 моль/л, I 2 = 0,01 моль/л. Сравнить коэффициенты активности f (Na +) в данных растворах.
Вариант №13
1. Написать уравнение электролитической диссоциации Al(NO 3) 3 .
2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является молекула RNH 2 в реакции:
RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.
3. Сравнить коэффициенты активности катионов в растворе, содержащем FeSO 4 и KNO 3 , при условии, что концентрации электролитов составляют, соответственно, 0,3 и 0,1 моль/л.
Вариант №14
1. Написать уравнение электролитической диссоциации K 3 PO 4 .
2. Определить, чем с позиций теории Бренстеда является ион H 3 O + в реакции:
HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O.
Вариант №15
1. Написать уравнение электролитической диссоциации K 2 SO 4 .
2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является Pb(OH) 2 в реакции:
Pb(OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 - .
Вариант №16
1. Написать уравнение электролитической диссоциации Ni(NO 3) 2 .
2. Определить, чем с позиций теории Бренстеда является ион гидроксония (H 3 O +) в реакции:
2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 O.
3. Ионная сила раствора, содержащего только Na 3 PO 4 , равна 1,2 моль/л. Определить концентрацию Na 3 PO 4 .
Вариант №17
1. Написать уравнение электролитической диссоциации (NH 4) 2 SO 4 .
2. Определить, чем с позиций теории Бренстеда является ион NH 4 + в реакции:
NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O.
3. Ионная сила раствора, содержащего одновременно KI и Na 2 SO 4 , равна 0,4 моль/л. С(KI) = 0,1 моль/л. Определить концен-трацию Na 2 SO 4 .
Вариант №18
1. Написать уравнение электролитической диссоциации Cr 2 (SO 4) 3 .
2. Определить, чем с позиций теории Бренстеда является молекула белка в реакции:
БЛОК ИНФОРМАЦИИ
Шкала значений pH
Таблица 3.
Взаимосвязь концентраций ионов H + и OH - .
Эталоны решения задач
1. Концентрация ионов водорода в растворе составляет 10 - 3 моль/л. Рассчитать значения pH, pOH и [ОН - ] в данном растворе. Определить среду раствора.
Примечание. Для вычислений используются соотношения: lg10 a = a ; 10 lga = а .
Среда раствора с pH = 3 является кислой, так как pH < 7.
2. Вычислить рН раствора соляной кислоты с молярной концентрацией 0,002 моль/л.
Так как в разбавленном растворе НС1 » 1, а в растворе одноосновной кислоты C(к-ты) = C( к-ты), то можем записать:
3. К 10 мл раствора уксусной кислоты с C( СН 3 СООН) = 0,01 моль/л добавили 90 мл воды. Найти разность значений pН раствора до и после разбавления, если (СН 3 СООН) = 1,85×10 - 5 .
1) В исходном растворе слабой одноосновной кислоты СН 3 СООН:
Следовательно:
2) Добавление к 10 мл раствора кислоты 90 мл воды соответ-ствует 10-кратному разбавлению раствора. Поэтому.
В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. К - константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита. Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.
Электроли́т - вещество, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, что происходит в растворах и расплавах, или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов. Примерами электролитов могут служить водные растворы кислот, солей и оснований и некоторые кристаллы (например, иодид серебра, диоксид циркония).
Как определить сильные и слабые электролиты
Одновременно в электролите протекают процессы ассоциации ионов в молекулы. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации. Чаще всего подразумевают водный раствор, содержащий те или иные ионы (напр., «всасывание электролитов» в кишечнике). Многокомпонентный раствор для электроосаждения металлов, а также травления и др. (технический термин, например электролит золочения).
Основным объектом исследования и разработки в гальванотехнике являются электролиты для обработки поверхности и нанесения на неё покрытий. При химическом травлении металлов названия электролитов определяется названием основных кислот или щелочей, способствующих растворению металла. Так формируется групповое название электролитов. Иногда разница (особенно в величине поляризуемости) между электролитами разных групп нивелируется добавками, содержащимися в электролитах.
Электролиты и электролитическая диссоциация
Поэтому такое название не может являться классификационным (то есть групповым), а должно служить дополнительным подгрупповым наименованием электролита. Если плотность электролита во всех ячейках аккумулятора нормальная или близка к норме (1,25-1,28 г/см3), а НРЦ не ниже 12,5 В, то необходимо проверить на обрыв цепи внутри аккумулятора. При низкой плотности электролита во всех ячейках батарею следует зарядить до стабилизации плотности.
В технике[править править вики-текст]
При переходе от одного состояния в другое, показатели напряжения и плотности электролита линейно изменяются в определенных пределах (рис.4 и табл.1). Чем глубже происходит разряд аккумулятора, тем ниже плотность электролита. Соответственно, в объеме электролита содержится количество серной кислоты, необходимое для полного использования в реакции активного вещества пластин.
Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов - катионов и анионов. Степень диссоциации часто выражают в процентах. Это объясняется тем, что концентрации металлических меди и серебра введены в константу равновесия.
Объясняется это тем, что концентрация воды во время реакций в водных растворах изменяется очень незначительно. Поэтому принимается, что концентрация остается постоянной и вводится в константу равновесия. Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций.
Термин электролит широко используется в биологии и медицине. Процесс распада молекул в растворе или расплаве электролита на ионы называется электролитической диссоциацией. Поэтому в электролитах диссоциирована определённая доля молекул вещества. Между этими двумя группами чёткой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом - слабого.
1. ЭЛЕКТРОЛИТЫ
1.1. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сила электролитов
Согласно теории электролитической диссоциации, соли, кислоты, гидроксиды, растворяясь в воде, полностью или частично распадаются на самостоятельные частицы – ионы.
Процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя называют электролитической диссоциацией . Вещества, диссоциирующие на ионы в растворах, называют электролитами. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами ; к ним относятся, например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами ; к ним принадлежат ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы.
Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита (α) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы (n ), к общему числу его молекул в растворе (N ), или
α = .
Степень электролитической диссоциации принято выражать либо в долях единицы, либо в процентах.
Электролиты со степенью диссоциации больше 0,3 (30%) обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 0,03 (3%) до 0,3 (30%)-средними, менее 0,03 (3%)-слабыми электролитами. Так, для 0,1 M раствора CH 3 COOH α = 0,013 (или 1,3 %). Следовательно, уксусная кислота является слабым электролитом. Степень диссоциации показывает, какая часть растворенных молекул вещества распалась на ионы. Степень электролитической диссоциации электролита в водных растворах зависит от природы электролита, его концентрации и температуры.
По своей природе электролиты можно условно разделить на две большие группы: сильные и слабые . Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (α = 1).
К сильным электролитам относятся:
1) кислоты (H 2 SO 4 , HCl , HNO 3 , HBr , HI , HClO 4 , H М nO 4 );
2) основания – гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы (щелочи) – LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , а также гидроксиды щелочноземельных металлов – Ba (OH ) 2 , Ca (OH ) 2 , Sr (OH ) 2 ;.
3) соли, растворимые в воде (см. таблицу растворимости).
Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном в недиссоциированном состоянии (в молекулярной форме). Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.
К слабым электролитам относятся:
1) неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S , HNO 2 , H 2 SO 3 , HCN , H 3 PO 4 , H 2 SiO 3 , HCNS , HСlO и др.);
2) вода (H 2 O );
3) гидроксид аммония (NH 4 OH );
4) большинство органических кислот
(например, уксусная CH 3 COOH, муравьиная HCOOH);
5) нерастворимые и малорастворимые соли и гидроксиды некоторых металлов (см. таблицу растворимости).
Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. Например, диссоциация соляной кислоты (НС l ) записывается следующим образом:
HCl → H + + Cl – .
Основания диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксид-ионов. Например, диссоциация КОН
КОН → К + + ОН – .
Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато. Например,
H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,
HCO 3 – H + + CO 3 2– .
Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой
.
Для диссоциации по второй ступени:
.
В случае угольной кислоты константы диссоциации имеют следующие значения: K I = 4,3 × 10 –7 , K II = 5,6 × 10 –11 . Для ступенчатой диссоциации всегда K I >K II >K III > ... , т.к. энергия, которую необходимо затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы.
Средние (нормальные) соли, растворимые в воде, диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка
Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –
Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2– .
Кислые соли (гидросоли) – электролиты, содержащие в анионе водород, способный отщепляться в виде иона водорода Н + . Кислые соли рассматривают как продукт, получающийся из многоосновных кислот, в которых не все атомы водорода замещены на металл. Диссоциация кислых солей происходит по ступеням, например:
KHCO 3 → K + + HCO 3 – (первая ступень)