1.7. Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация – это процесс распада молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя.
Электролиты – это вещества, расплавы или водные растворы которых проводят электрический ток. К ним относятся растворы кислот, расплавы и растворы щелочей и солей. Неэлектролиты – это вещества, которые не проводят электрический ток. К ним относятся многие органические вещества.
Электролиты, которые практически полностью диссоциируют на ионы, называются сильными; электролиты, которые частично диссоциируют на ионы, называются слабыми. Для количественной оценки полноты диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул, находящихся в растворе.
Обычно степень диссоциации (α) выражают в долях единицы или %:
где n – число частиц, подвергшихся электролитической диссоциации;
n0 – общее число частиц в растворе.
Сильные электролиты – почти все соли, растворимые основания ( NaOH, KOH, Ba(OH)2 и др.), неорганические кислоты (H2SO4, HCl, HNO3, HBr, HI и др).
Слабые электролиты – нерастворимые основания и NH4OH, неорганические кислоты (H2CO3,, H2S, HNO2, H3PO4 и др.), органические кислоты и вода H2O.
Сильные электролиты диссоциируют на ионы практически нацело (т.е. процесс диссоциации является необратимым) и одностадийно:
HCl = H + + Cl – H2SO4 = 2H + + SO4 2–
Слабые электролиты диссоциируют частично (т.е. процесс диссоциации является обратимым) и ступенчато. Например, для многоосновных кислот на каждой стадии происходит отрыв одного иона водорода:
1. H2SO3 ⇄ H + + HSO3 - 2. HSO3 - ⇄ H + + SO3 2-
Таким образом, число стадий многоосновных кислот определяется основностью кислоты (числом ионов водорода), а число стадий многокислотных оснований будет определяться кислотностью основания (или числом гидроксильных групп): NH4OH ⇄ NH4 + + OH – . Процесс электролитической диссоциации завершается установлением в системе состояния химического равновесия, которое характеризуется константой равновесия:
Константа равновесия процесса электролитической диссоциации называется константой диссоциации – КД. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя, температуры, но не зависит от концентрации электролита.
Между КД и α существует количественная связь:
Соотношение (13) называют законом разбавления Оствальда: степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.
Для слабых электролитов, когда α 1, КД = α 2 С.
Вода является слабым электролитом, поэтому диссоциирует обратимо:
H2O ⇄ H + + OH – ∆H = +56,5кДж/моль
Константа диссоциации воды:
Степень диссоциации воды очень мала (это очень слабый электролит). Так как вода присутствует в большом избытке, то ее концентрация может считаться величиной постоянной и составляет , тогда
КД [H2O] = [H + ]∙[OH - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14
[H + ]∙[OH - ] = 10 -14 = KW – ионное произведение воды
Так как в воде концентрации катионов водорода и гидроксид-ионов равны, то: [H + ] = [OH - ] = .
Растворение в воде других веществ (кислот, оснований, солей) изменяет концентрацию ионов Н + или ОН – , а их произведение всегда остается постоянным и равным 10 -14 при Т=25 0 С. Концентрация ионов Н + может служить мерой кислотности или щелочности раствора. Обычно для этой цели используется водородный показатель: pH = -lg[H + ]. Таким образом, водородный показатель – это десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком.
В зависимости от концентрации ионов водорода различают три среды.
В нейтральной среде [H + ] = [OH - ]= 10 -7 моль/л, рН= – lg 10 -7 = 7. Эта среда характерна как для чистой воды, так и для нейтральных растворов. В кислых растворах [H + ] > 10 -7 моль/л, рН < 7. В кислых средах рН меняется в пределах 0 < рН < 7. В щелочных средах [H + ] < [ОН – ] и [H + ] < 10 -7 моль/л, следовательно, рН > 7. Пределы изменения рН: 7 < рН < 14.
Реакции ионного обмена (РИО) – это реакции между ионами, протекающие в водных растворах электролитов. Отличительная особенность обменных реакций: элементы, входящие в состав реагирующих веществ, не меняют свою степень окисления. Реакции ионного обмена являются необратимыми реакциями и протекают при условии: 1) образования малорастворимого вещества, 2) выделения газообразного вещества, 3) образования слабого электролита.
При протекании РИО противоположно заряженные ионы связываются и выводятся из сферы реакции. Сущность реакций ионного обмена выражают с помощью ионных уравнений, которые, в отличие от молекулярных, показывают истинных участников реакции. При составлении ионных уравнений следует руководствоваться тем, что вещества малодиссоциирующие, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные записываются в молекулярной форме. Сильные растворимые электролиты записываются в виде ионов. Поэтому при написании ионных уравнений необходимо пользоваться таблицей растворимости солей и оснований в воде.
Гидролиз – это процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводящий к образованию малодиссоциирующих соединений; является частным случаем реакций ионного обмена. Гидролизу подвергаются соли, образованные:
слабой кислотой и сильным основанием (NaCH3COO, Na2CO3 , Na2S,);
слабым основанием и сильной кислотой (NH4Cl, FeCl3,, AlCl3,);
слабым основанием и слабой кислотой (NH4CN, NH4CH3COO).
Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются: Na2SO4, BaCl2, NaCl, NaJ и т.д.
Гидролиз солей увеличивает концентрации ионов Н + или ОН – . Это приводит к смещению ионного равновесия воды и в зависимости от природы соли сообщает раствору кислую или щелочную среду (см. примеры решения задач).