Меню Рубрики

Определение солей с точки зрения теории аррениуса

Теория Аррениуса включала следующие основные положения:

При растворении молекул неорганических и органических кислот, гидроксидов и солей распадаются (дисоциируют) на ионы:

HCl Н + + Cl –

NaOH Na + + OH –

K2SO42K + + SO4 2–

Ионы представляют собой заряженные частицы, которые состоят из отдельных атомов, или из группы атомов, или из группы атомов. Предполагалось, что ионы в растворе ведут себя подобно молекулам идеального газа, т.е. не взаимодействую друг с другом.

Физические причины, которые приводят к диссоциации, в теории Аррениуса не рассматривались. Не обсуждался также вопрос о том, почему заряженные частицы, на которые должны были бы распространяться законы электростатики, не взаимодействуют друг с другом в растворе.

Диссоциация молекул на ионы является неполной, т.е. не все молекулы электролита, а лишь некоторая их доля α, названная степенью диссоциации, распадается на ионы. Степень диссоциации связанная с коэффициентом Вант-Гоффа соотношением:

α = (1.1)

где, n – число ионов, на которое распадается одна молекула электролита.

Все качественные изменения, наблюдающиеся в растворах электролитов при увеличении или уменьшении концентрации, теория электролитической диссоциации связывает с изменением степени диссоциации.

Степень электролитической диссоциации рассматривается этой теорией как одна из основных количественных характеристик раствора электролита.

Между ионами и молекулами в растворе существует равновесие. К процессу электролитической диссоциации применим закон действующих масс и второй количественной характеристикой электролита является константа диссоциации.

Ее связь со степенью диссоциации можно рассмотреть на примере бинарного электролита МА, диссоциирующего по уравнению:

МА М + + А –

а, , то константа электролитической диссоциации К по теории Аррениуса должна быть заменена следующим выражением:

Кд =(1.2)

Данное уравнение было выведено В. Оствальдом и выражало сущность его закона разведения, поскольку обратная величина молярной концентрации υ = 1/С называется разведением.

Константа Кддля данного электролита по теории Аррениуса является постоянной и в отличие от степени диссоциации не должна зависеть от концентрации и определяется в первую очередь природой электролита. Поэтому, используя уравнение (1.2) можно рассчитать степень диссоциации электролита в зависимости от концентрации электролита.

Решая квадратное уравнение и учитывая, что α>0, получим:

α = (1.3)

И как следует из уравнения (1.3), при С → 0 или К → ∞, α → 1 т.е. электролит становится полностью диссоциированным.

С другой стороны, при малых константах диссоциации и при не очень низких концентрациях электролита, когда К 2 + + А –

МOH М + + OH

Это дало возможность рассматривать реакцию нейтрализации, как процесс взаимодействия ионов водорода кислоты и гидроксид иона основания с образованием воды, а в разбавленных растворах сильных кислот и сильных оснований, для которых была установлена их полная диссоциация, характеризоваться постоянным тепловым эффектом независимо от природы кислот и оснований.

Для процессов диссоциации кислоты НА и основания МОН закон Освальда можно записать в виде (1.2), где Кдобозначает так называемую концентрационную константу кислоты (КА) или основания (КВ)

КА =(1.5)

КВ =(1.6)

Их значение определяется равновесными концентрациями. Так как константы обычно имеют довольно большие численные значения, то их удобно записывать в логарифмической шкале:

Понятие константы равновесия может быть применимо непосредственно и к растворителям, молекулы которых способны распадаться на ионы. Например, концентрационную константу равновесия реакции диссоциации воды: H2ОН + +OH

КД =(1.8)

Но так как очень незначительная часть молекул воды распадается на ионы, можно считать, что концентрация воды практически постоянна, тогда получим:

= (1.9)

Где, константа , зависящая от температуры, называется ионным произведением воды. При 20 — 25 0 С

р= — lg≈ 14

Следовательно, при этой температуре концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в чистой воде, а также в любом водном растворе электролита имеющим нейтральную реакцию, равны 10 -7 моль/л. Концентрацию ионов водорода, также принято выражать в логарифмической шкале, обозначая логарифм концентрации ионов водорода, взятый со знаком минус, символом рН.

рН = — lg

Наличие, хоть и очень небольших, концентраций ионов, образующихся при диссоциации растворителя, привод к их взаимодействию с ионами растворенных в данном растворе веществ и возникновению новых ионных равновесий. Это явление в общем случае называется сольволиз, а если растворитель – вода, тогидролиз.

Для соли слабой кислоты и сильного основания реакция гидролиза протекает по уравнению А — +H2ОНА + ОН — и характеризуется константой гидролиза.

КГ =(1.10)

Поскольку = const. Используя уравнения (1.5.) и (1.9) можно записать

КГ = (к-ты)(1.11)

Уравнение (1.11) показывает, что константа гидролиза тем больше, чем слабее кислота. Подобное соотношение можно получить и для гидролиза соли сильной кислоты и слабого основания. Уравнение гидролиза имеет вид

М + + H2О МОН + ОН +

а константа гидролиза

КГ =(осн.)(1.12)

Вследствие зависимости от температуры с ростом последней заметно возрастают константы гидролиза.

Следует также отметить, что в первом случае раствор будет иметь щелочную реакцию (рН > 7), а во втором – реакция раствора будет кислая (рН + + ОН – = СН3СОО ­– + Na + +Н2О

Благодаря чему кислотность раствора практически останется неизменной или изменится во много раз меньше, чем если бы мы добавили NaОН к раствору ацетата натрия.

Если же к буферному раствору добавить сильную кислоту, например НСl, то произойдет реакция взаимодействия с ацетатом натрия

СН3СОО – + Na + + Н + + Сl – = СН3СООН + Na + +Сl –

с образованием недиссоциированных молекул уксусной кислоты, т.е. с поглощением ионов водорода.

Изменение концентрации ионов водорода буферного раствора в результате добавки кислого или щелочного реагента рассчитать можно следующим образом.

Записывают константу равновесия уксусной кислоты

Кк = (1.13)

В этом уравнении концентрация недиссоциированных молекул очень слабо диссоциирующей уксусной кислоты практически равна аналитической концентрации кислоты (Ск), а концентрация ацетат-ионов равна аналитической концентрации полностью диссоциирующего ацетата натрия (Сс). Тогда

=(1.14)

Описание и изучение современных теорий без знания предыдущих классических считаю бесполезным, поэтому начну с того, что было раньше и почему это не устраивает современную науку.

Развитие теоретических представлений о строении растворов началось с теории электролитической диссоциации Аррениуса. Эта теория, сформулированная в 1887 г., включает следующие основные положения.

1. При растворении молекулы неорганических и органических кислот, оснований и солей спонтанно диссоциируют на ионы, например:

Ионы представляют собой заряженные частицы, которые состоят или из отдельных атомов, или из группы атомов. Предполагалось, что ионы в растворе ведут себя подобно молекулам идеального газа, т. е. не взаимодействуют друг с другом. Физические причины, которые приводят к диссоциации электролитов, в теории Аррениуса не рассматривались. Не обсуждался также и вопрос о том, почему заряженные частицы, на которые должны были бы распространяться законы электростатики, не взаимодействуют друг с другом в растворах.

2. Диссоциация молекул на ионы является неполной, т. е. не все молекулы электролита, а лишь некоторая их доля α, названная степенью диссоциации, распадается на ионы; доля молекул, равная (1–α), остается недиссоциированной. Таким образом, если при диссоциации одной молекулы электролита образуется ν ионов, то концентрация ионов в растворе оказывается равной ναс, а концентрация недиссоциированных молекул — (1 – α)с. Следовательно, общая молярная концентрация частиц в растворе

составит (1 – α)c + ναc = c[l +α(ν – 1)]. Выражение [1 + α(ν – 1)] показывает, во сколько раз увеличивается общая молярная концентрация частиц в растворе за счет диссоциации электролита, т. е. эквивалентно по своему физическому смыслу изотоническому коэффициенту Вант-Гоффа i. Поэтому по теории Аррениуса i = l + α(ν – 1). (1.1.1)

Поскольку ν>1, а α>0, то i> 1, и уравнение (1.1.1) позволяет дать разумное объяснение экспериментальным данным по осмотическому давлению, по изменению давления пара над растворами, а также по снижению температуры замерзания и по повышению температуры кипения растворов электролитов по сравнению с чистыми растворителями.

3. К процессу электролитической диссоциации применим закон действующих масс. Так, если в результате диссоциации молекулы электролита МА получается один катион М + и один анион A – (МА↔M + + А – ), то концентрации молекул и ионов равны соответственно:

[МА] = с(1 – α); [M + ] = [A – ] = αc,

и для константы электролитической диссоциации K по теории Аррениуса получаем следующее выражение:

. (1.1.2)

Поскольку обратная величина молярной концентрации V = 1/c называется разведением, то уравнение (1.1.2) или аналогичное уравнение с заменой c=1/V называется законом разведения Оствальда.

По теории Аррениуса константа K является постоянной для данного электролита. Поэтому по уравнению (1.1.2) можно рассчитать степень диссоциации в зависимости от концентрации электролита. Решая квадратное уравнение и учитывая, что α > 0, получаем:

(1.1.3)

Как следует из уравнения (1.1.3), при условии K >> 4с α→1, т.е. электролит становится полностью диссоциированным. С другой стороны, при малых константах диссоциации и при не очень низких концентрациях, когда K

Дата добавления: 2016-03-25 ; просмотров: 1242 | Нарушение авторских прав

Теория электролитической диссоциации Аррениуса

Читайте также:

  1. A. Организм. Индивид. Личность. Ииндивидуальность. Теория развития индивидуальности Б.Г. Ананьева.
  2. I.4. Общая теория относительности (ОТО) и теория гравитации
  3. L Ситуативная теория (Т.Хилтон)
  4. XY» — Теория Д.макгрегора.
  5. Адсорбционная теория Штерна
  6. БИХЕВИОРИЗМ И ТЕОРИЯ СОЦИАЛЬНОГО НАУЧЕНИЯ
  7. Боровская теория атома.
  8. Бюрократическая теория организации
  9. В современной российской философии (как и в прежней советской философии) широко распространено материалистическое объяснение природы сознания,известное как теория отражения.
  10. Введение в менеджмент: теория и практика
  11. Взаимодействия. Концепция поля, гравитационное и электромагнитное поля. Волновая теория света
  12. Влияние температуры. Уравнение Аррениуса

Теории растворов

Равновесия в растворах электролитов

При всем многообразии растворов некоторые свойства присущи всем растворам, независимо от их природы.

Например, давление пара над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем, раствор всегда имеет более высокую температуру кипения и более низкую температуру замерзания по сравнению с чистым растворителем.

Направление процесса диффузии всегда – из области с большей концентрацией в область с меньшей.

И, наконец, присущее всем растворам явление осмоса: при наличии полупроницаемой мембраны наблюдается прохождение через нее молекул растворителя, приводящее к уменьшению концентрации более концентрированного раствора.

Кроме того, из курса физхимии известно понятие об идеальных и реальных растворах. Для идеальных растворов известны простые соотношения, связывающие их свойства с концентрацией. Такие соотношения справедливы лишь для очень разбавленных растворов. На самом деле физическая природа растворов весьма сложна, пэтому до настоящего времени теория растворов далека до завершения.

Существовало много теорий, опиисывющих закономерности поведения растворов. Одна из них – физическая, или газовая, теория создана Вант-Гоффом. С точки зрения этой теории частицы растворенного вещества взаимодействуют друг с другом и частицами растворителя только по законам упругого соударения, т.е. ведут себя как частицы идеального газа. При этом растворитель рассматривается лишь как среда, в которой распределены частицы растворенного вещества. Это очень упрощенная модель, но она позволила вывести некоторые важные количественные закономерности, справедливые, правда, лишь для разбавленных растворов.

Читайте также:  Сколько процентов зрения должно быть у ребенка

В химической теории, разработанной Д.И.Менделеевым, предполагается, что частицы растворенного вещества могут взаимодействовать с растворителем, образуя с ним сложные соединения постоянного или переменного состава. Такие соединения были названы сольватами или сольватными комплексами, а процесс их образования – сольватацией (или в случае водных растворов – гидраты и гидратация соответственно).

В физической теории растворов было установлено, что свойства идеальных растворов являются простой функцией концентрации, выраженной через число молей растворенного вещества. Однако, существовал ряд растворов для которых эти зависимости давали неверный результат. Эти растворы обладали рядом особых свойств, одним из которых была электрическая проводимость. Впоследствии уже было установлено, что существуют 2 механизма прохождения электрического тока по проводникам – электронная проводимость и ионная. (Хотя такое деление не является вполне строгим. Предполагается, например, что металлы обладают электронной проводимостью, а соли в твердом, расплавленном или растворенном виде – ионной. Но, например, растворы щелочных металлов в жидком аммиаке обладают смешанной – электронной и ионной — проводимостью).

Вещества, растворы которых обладают преимущественно ионной растворимостью, стали называть электролитами. Помимо высокой проводимости электролиты обладают еще рядом особенностей, отличающих их растворы от других.

Первой количественной теорией растворов электролитов была теория шведского ученого Сванте Аррениуса, выдвинутая им в 1883-1887 гг. Дальнейшее свое развитие она получила в трудах Оствальда, Вальдена, Писаржевского и др.

Основные положения теории Аррениуса (физической теории слабых электролитов):

1.Электролиты способны при растворении в некоторых растворителях самопроизвольно распадаться на ионы – противоположно заряженные частицы. Этот распад был назван диссоциацией – отсюда и название теории.

2. Электролиты при растворении распадаются не полностью. Доля молекул, распавшихся на ионы, отвечает степени электролитической диссоциации и зависит в данном электролите при данной темепратуре от природы вещества и от его концентрации.

3. Силы взаимодействия между ионами отсутствуют, и растворы ведут себя подобно идеальным газовым системам. (Это положение авторами теории не высказывалось, но оно лежит в основе всех ее количественных соотношений).

Существовало много экспериментальных подтверждений теории Аррениуса.

1. Коллигативные свойства растворов электролитов (осмотическое давление, темп. замерзания и кипения) изменяются не так, как у неэлектролитов.

2. Постоянство величины теплоты нейтрализации различных кислот и оснований.

3. Постоянство числа Фарадея.

Теория Аррениуса, т.о., позволила вскрыть суть и механизмы реакций, протекающих в ионной форме в растворах. Кроме того, на ее основе были развиты следующие научные представления:

1. Теория кислот и оснований Бренстеда и Льюиса

3. Поянтие о буферных растворах

4. Теория индикаторов

5. Теории гидролиза и сольволиза

6. Теория комплексообразования в растворах

7. Понятие о ионном произведении и ПР малорастворимых соединений

8. Теории кислотно-основного кактализа

Однако, у теории были и неудачи, свидетельствующие о ее недостатках:

1. Степень диссоциации по теории должна быть постоянной величиной при заданных условиях вне зависимости от способа ее измерения и концентрации.

2. Эта величина не может быть больше 1 и меньше 0 в соответствии с ее физическим смыслом. Однако, было установлено, что степень диссоциации, измеренная с помощью электропроводности и по величине осмотического давления существенно различаются.

3. Константа диссоциации не должна зависеть от концентрации. Однако, это правило выполняется лишь для очень слабых электролитов.

Таким образом, основные недостатки теории связаны с количественными характеристиками:

1. Степень электролитической диссоциации не отвечает тому физическому смыслу, который вкладывается в нее теорией.

2. Константа диссоциации не является постоянной величиной.

3. (Самое важное) не указываются причины, вызывающие диссоциацию электролитов в растворах.

Все эти недостатки в конечном счете явились результатом неучтенного влияния взаимодействия между ионами в растворе.

Дата добавления: 2014-01-07 ; Просмотров: 2116 ; Нарушение авторских прав? ;

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Теории кислот и оснований (Аррениуса, БренстедаЛоури и Льюиса).

Сванте Аррениус разработал первую современную кислотно-основную теорию, которая, хоть и не лишена недостатков, но актуальна и по сей день.

Согласно теории Аррениуса:

· кислоты являются электролитами, которые диссоциируют с образованием ионов водорода, например: HCl→H + +Cl —

· основания — это электролиты, которые диссоциируют в растворах с отщеплением гидроксид-ионов (ОН — ), например: NaOH→Na + +OH —

Поскольку, при смешивании водного раствора кислоты и основания получается нейтральный раствор, кислотно-основную реакцию Аррениус назвал реакцией нейтрализации.

Согласно теории Бренстеда-Лоури, кислота является донором, поставляя свои протоны водорода для образования химической связи, а основание выступает в роли акцептора, принимая эти протоны. Для образования донорно-акцепторной связи основание предоставляет одну пару своих электронов. Таким образом, ковалентная связь между кислотой и основанием образуется за счет двух электронов, которые изначально принадлежали одному атому, выступающего в качестве донора электронной пары, и свободной орбитали другого атома, выступающего в роли акцептора той же пары. Обычно ковалентная связь образуется из двух атомов, каждый из которых предоставляет по одному своему электрону, однако, при донорно-акцепторном способе формирования ковалентной связи оба электрона предоставляет один и тот же атом.

В теории Льюиса (1923 г.) на основе электронных представлений было ещё более расширено понятие кислоты и основания. Кислота Льюиса — молекула или ион, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они способны принимать электронные пары. Это, например, ионы водорода — протоны, ионы металлов (Ag + , Fe 3+ ), оксиды некоторых неметаллов (например, SO3, SiO2), ряд солей (AlCl3), а также такие вещества как BF3, Al2O3. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными. Протонные кислоты рассматриваются как частный случай класса кислот. Теория кислот и оснований Льюиса, в отличие от теории Бренстеда, является более общей. Согласно этой теории основанием считается любая частица (атом, молекула или анион), способная отдавать электронную пару для образования ковалентной связи, а кислотой — любая частица (атом, молекула, катион), способная принимать пару электронов с образованием ковалентной связи.
То есть, по Льюису, основание является донором, а кислота — акцептором пары электронов. Из приведенного определения видно, что основания Льюиса тождественны основаниям Бренстеда. Однако кислоты Льюиса охватывают более широкий круг соединений.
Кислотой Льюиса считается любая частица, имеющая вакантнуюорбиталь.
Согласно теории Льюиса, к кислотам относятся не только соединения, отщепляющие протон (протонные кислоты), но и другие вещества, имеющие вакантную орбиталь и способные принимать пару электронов (апротонные кислоты). Кислотами Льюиса, например, являются такие соединения, как BF4, AIC1,, FeCI3, SbCI,, ZnClr HgCI3 и др.
Кислотно-основный процесс по Льюису состоит в образовании ковалентной связи между основанием и кислотой за счет электронной пары основания и вакантной орбитали кислоты. Так.основания Льюиса, имеющие неподеленные пары электронов, образуют с кислотами Льюиса комплексы. Основание Льюиса — это молекула или ион, способные быть донором электронных пар: все анионы, аммиак и амины, вода, спирты, галогены.

Гидролиз солей. Три случая гидролиза солей. Константа гидролиза.

Гидролиз солей — это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

Случая гидролиза солей

1). Гидролиз не возможен

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.

рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной.

2). Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион)

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3,MgSO4) гидролизу подвергается катион:

FeCl2 + HOH Fe(OH)Cl + HCl
Fe 2+ + 2Cl — + H + + OH — FeOH + + 2Cl — + Н +

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H + и другие ионы.

рН раствора — и другие ионы.

K2SiO3 + НОH KHSiO3 + KОН
2K + +SiO3 2- + Н + + ОH — НSiO3 — + 2K + + ОН —

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

4). Совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион и анион)

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН3СООNН4, (NН4)2СО3,Al2S3), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота.рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

Гидролиз — процесс обратимый.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота.

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учётом стехиометрических коэффициентов.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: Студент — человек, постоянно откладывающий неизбежность. 9491 — | 6697 — или читать все.

193.124.117.139 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)

очень нужно

Электролитическая диссоциация: сущность теории С. Аррениуса

Своё начало теория электролитов берёт ещё в первой половине XIX века, когда М. Фарадей провёл свои знаменитые опыты с растворами поваренной соли. Он установил, что абсолютно чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но стоит добавить в неё несколько кристаллов соли, и проводимость тут же возрастает. Уже тогда родилось предположение, что соль распадается в воде на некие частицы, которые способны проводить электрический ток, однако, полноценная теория, описывающая все эти процессы в растворах, появилась гораздо позже.

Теория электролитической диссоциации

Теория, основоположником которой явился Сванте Аррениус в период 1883—1887 гг., базируется на идее, что при попадании молекул растворимого вещества (электролита) в полярную или неполярную жидкость происходит их диссоциация на ионы. Электролитами называются соединения, которые в растворе самопроизвольно распадаются на ионы, способные к самостоятельному существованию. Количество образующихся ионов, их строение и величина заряда зависят только от природы диссоциировавшей молекулы.

Для использования теории в описании свойств растворения используется ряд допущений, а именно: предполагается, что диссоциация является неполной, ионы (их электронные оболочки) не реагируют друг с другом, а их поведение можно описать законом действующих масс в идеальных условиях. Если рассмотреть теоретическую систему, где электролит КА находится в фазовом равновесии с продуктами своей диссоциации — катионом К+ и анионом А-, то согласно закону действующих масс можно составить уравнение реакции диссоциации:

Константа равновесия, записанная, через концентрации веществ при изотермических условиях будет иметь следующее значение:

Кд = [K+] x [A-] / [KA] (2)

В этом случае (в уравнении 2), константа равновесия Кд, будет являться не чем иным, как константой диссоциации, значения [KA], [K+], [A-] в правой части — это равновесные концентрации электролита и его продуктов диссоциации.

Читайте также:  Сколько стоят очки для зрения в гомеле

Учитывая допущение теории Аррениуса, которые были применены автором, в частности, о неполноте диссоциации, вводится понятие степени диссоциации — α. Таким образом, если выразить концентрацию раствора С (моль/л), то на литр раствора приходится αС моль электролита (КА), а равновесная его концентрация может быть выражена, как (1-α)С моль/л. Из уравнения реакции (1) очевидно, что на αС моль электролита (КА) образуется такое же количество ионов К+ и А-. Если подставить все эти величины в уравнение (2) и провести ряд упрощений, то получим формулу константы диссоциации (степень диссоциации формула):

Это уравнение позволяет количественно определить величину степени электролитической диссоциации в разных растворах.

Теория Аррениуса дала развитие множеству научных направлений в химии: с её помощью были созданы первые теории кислот и оснований, были даны объяснения физико-химическим процессам в гомогенных системах. Тем не менее, она не лишена недостатков, которые в основном относятся к тому факту, что теория не учитывает межионные взаимодействия.

Классификация электролитов с примерами

Электролиты классифицируют на слабые и сильные, периодически выделяя группу электролитов средней силы. Сильные электролиты характеризуются тем, что распадаются в растворе полностью. Как правило — это сильные минеральные кислоты, например:

  • Азотная кислота — HNO3.
  • Хлороводородная кислота — HCl.
  • Хлорная кислота — HClO4.
  • Ортофосфорная кислота — H3PO4.

Сильными электролитами могут быть основания, например:

Основная масса сильных электролитов — это подавляющее большинство солей (NaCl, Na2SO4, Ca (NO3)2, CH3COONa, хлориды, сульфиды).

Слабые электролиты, напротив, в растворах гидратируют частично. К этой группе следует относить неорганические кислоты (H2CO3, H3BO3, H3AsO4), слабые основания (аммоний), некоторые соли (HgCl2), органические кислоты (CH3COOH, C6H5COOH), фенолы и амины. В неводных растворах одни и те же соединения могут являться и сильными и слабыми электролитами, таким образом, зависят от природы растворителя.

Диссоциация кислот, оснований и солей

Закономерности для кислот

При электрической диссоциации кислот в водных растворах обязательно в качестве катионов образуются положительно заряженные ионы водорода (Н+):

Если кислота многоосновная (например: уравнение диссоциации H2SO4), то диссоциация происходит последовательно, за каждый раз отщепляя один ион водорода:

H2SO4 → H + + HSO4- первая ступень — гидросульфат ион

HSO4- → H + + SO4- вторая ступень — сульфат ион

Процесс для многоосновной кислоты, как правило, протекает максимально по первой ступени, степень диссоциации последующих намного меньше.

Характеристика процесса для щелочей

При диссоциации щелочей в водных растворах обязательно образуется отрицательно заряженный гидроксил ион (ОН-):

Процесс для многокислотных оснований (пример — механизм диссоциации гидроксида магния) протекает многоступенчато аналогично многоосновным кислотам:

Mg (OH)2 → OH- + Mg (OH)+ первая ступень

Mg (OH)+ → OH- + Mg2+ вторая ступень

Существуют также случаи, когда в процессе диссоциации могут образовываться и катионы водорода, и гидроксил-анионы (при диссоциации амфолитов или амфотерных соединений, например, Zn, Al):

2OH- + Zn2+ + 2H2O ←→ Zn (OH)2 + H2O ←→ [Zn (OH)4]2- + 2H+

Правила протекания для кислых и основных солей

Для кислых солей, основная закономерность заключается в следующем — сначала диссоциируют катионы (положительно заряженные металлы), а только потом катионы водорода:

KHSO4 → K+ + HSO4- первая ступень

HSO4 — → H+ + SO4- вторая ступень

У основных солей, в первую очередь, переходят в раствор остатки кислоты, а уже затем гидроксил-ион:

BaOHCl → Cl- + Ba (OH)+ первая ступень

Ba (OH)+ → OH- + Ba2+ вторая ступень

Водородный показатель

Определение, сущность и значение

Процессы диссоциации могут протекать не только для растворенных веществ, но и растворителя. Так, вода является сама со себе слабым электролитом и для неё характерна диссоциация в очень незначительной степени. Уравнение процесса можно записать следующим образом:

Одна молекула воды диссоциирует на положительно заряженные ионы водорода и отрицательно заряженные анионы гидроксония. Именно концентрация этих ионов определяет уровень кислотности раствора — чем больше ионов гидроксония, тем более кислый раствор.

Концентрация ионов гидроксония в реальных растворах, как правило, очень мала (например: 5×10−6 г/л) и поэтому для удобства, это значение логарифмируют, а чтобы получить положительное значение, берут с обратным знаком. Кратко сформулируем строгое определение понятия «водородный показатель» или рН.

рН (водородный показатель) — это отрицательный натуральный логарифм концентрации ионов гидроксония, отражающий кислотность раствора.

Значения водородного показателя принято оценивать по шкале значений от 0 до 14, где 0 — наиболее кислый раствор, а 14 — наиболее щелочной. Нейтральным раствором (соответствующим рН чистой воды) считается раствор со значением 7. Для примера приводим несколько типичных растворов, имеющих характерные значения водородного показателя:

Значение рН Раствор
11 Нашатырный спирт
9,5 Гидроксид кальция
8,0 30% раствор поваренной соли
7,4 Плазма крови
7,0 Деионизированная вода
6,5 Молоко
5,5 Кофе
2,8 Уксус (раствор 5% концентрации)
0,1 Хлорная кислота (65%)

Значительно реже прибегают к использованию еще одного показателя — рОН. По своему смыслу он абсолютно аналогичен водородному показателю, за исключением того, что за основу берётся концентрация гидроксил-ионов.

Свойства кислот и оснований

Распространенные кислоты:

  • HCl — хлороводород (соляная кислота);
  • H2SO4 — уксус;
  • H2CO3 — серная кислота;
  • CH3COOH — угольная кислота (газированная вода);
  • H3BO3 — борная кислота (глазные капли);
  • C16H12O6 — аспирин.

Распространенные основания:

  • NH3 — нашатырный спирт (водный раствор аммиака);
  • NaOH — гидроксид натрия (щелок);
  • NaHCO3 — бикарбонат натрия (пищевая сода);
  • CaCO3 — карбонат кальция.

Основные свойства кислот и оснований сведены в таблице:

Кислоты Основания
На вкус кислые горькие
При попадании на кожу вызывают ожог вызывают ощущение намыленности
Вступают в реакцию с металлами с образованием газообразного водорода с маслами и жирами
Цвет индикатора окрашивают лакмус в красный цвет окрашивают лакмус в синий цвет
Образуют диоксид углерода при соединении с пищевой содой соль и воду при соединении с кислотами

Приведенные выше свойства растворов кислот и оснований объясняют две основные теории: Аррениуса и Бренстеда-Лоури.

Теория Аррениуса

Сванте Аррениус разработал первую современную кислотно-основную теорию, которая, хоть и не лишена недостатков, но актуальна и по сей день.

Согласно теории Аррениуса:

  • кислоты являются электролитами, которые диссоциируют с образованием ионов водорода, например: HCl→H + +Cl —
  • основания — это электролиты, которые диссоциируют в растворах с отщеплением гидроксид-ионов (ОН — ), например: NaOH→Na + +OH —

Поскольку, при смешивании водного раствора кислоты и основания получается нейтральный раствор, кислотно-основную реакцию Аррениус назвал реакцией нейтрализации.

Ион водорода, взаимодействуя с гидроксид-ионом, образует молекулу воды (основной процесс, лежащий в основе кислотно-основных реакций Аррениуса):

Теория Аррениуса не лишена недостатков. Например, в результате взаимодействия газообразных аммиака с хлористым водородом образуется твердое вещество хлорид аммония:

В результате реакции соляная кислота передает аммиаку ион водорода, однако, данная реакция протекает в газовой фазе, а не в водном растворе (в ней не участвует гидроксид-ион), поэтому, ее нельзя отнести к кислотно-основным реакциям по Аррениусу.

Данную проблему решает протонная теория Бренстеда-Лоури, предложенная в 1923 году.

Теория Бренстеда-Лоури

Согласно теории Бренстеда-Лоури, кислота является донором, поставляя свои протоны водорода для образования химической связи, а основание выступает в роли акцептора, принимая эти протоны. Для образования донорно-акцепторной связи основание предоставляет одну пару своих электронов. Таким образом, ковалентная связь между кислотой и основанием образуется за счет двух электронов, которые изначально принадлежали одному атому, выступающего в качестве донора электронной пары, и свободной орбитали другого атома, выступающего в роли акцептора той же пары. Обычно ковалентная связь образуется из двух атомов, каждый из которых предоставляет по одному своему электрону, однако, при донорно-акцепторном способе формирования ковалентной связи оба электрона предоставляет один и тот же атом.

В ходе реакции взаимодействия NH3 и HCl, соляная кислота является донором протона, при этом аммиак и основание играют роль акцепторов, поскольку у аммиака имеется одна пара несвязанных электронов, которая используется для создания донорно-акцепторной связи.

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:

Учебное пособие для модульно-рейтинговой технологии обучения Бийск

Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса содержит следующие положения:

1) при растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации);

2) под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+);

3) электролитическая диссоциация – процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией);

4) степень электролитической диссоциации α (Приложение Г) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы ( n ), к общему числу молекул, введенных в раствор ( N ):

. (2.37)

Степень диссоциации слабого электролита можно связать с изотоническим коэффициентом. Будем считать, что из N молекул электролита продиссоциировало n молекул, образовав νn ионов ( ν – число ионов, на которое диссоциирует молекула). Поскольку изотонический коэффициент показывает, во сколько раз общее число молекул и ионов в растворе больше числа молекул до диссоциации, получаем:

, (2.38)

. (2.39)

Соотношение (2.39) дает возможность, экспериментально определив изотонический коэффициент раствора, рассчитать степень диссоциации слабого электролита.

Однако теория С. Аррениуса не учитывала всей сложности явлений в растворах. В частности, она рассматривала ионы как свободные, независимые от молекул растворителя частицы. Теории С. Аррениуса противостояла химическая, или гидратная, теория растворов Д.И. Менделеева, в основе которой лежало представление о взаимодействии растворенного вещества с растворителем. Кажущееся противоречие обеих теорий было устранено предположением о гидратации ионов (И.А. Каблуков).

Сольватация – взаимодействие между молекулами и ионами растворяемого вещества и молекулами растворителя, состоит из нескольких стадий:

а) Молекулярная диссоциация и образование сольватов (рисунок 2.5).

Рисунок 2.5 – Процесс образования сольватов

,

где АВ – молекулы растворяемого вещества;

S – молекулы растворителя.

б) Ионизация и электролитическая диссоциация (рисунок 2.6).

Рисунок 2.6 – Электролитическая диссоциация

.

Электролитическая диссоциация − это процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя, а также при их плавлении.

Если процесс сольватации останавливается на стадии (a), то образуется раствор неэлектролита (подчиняется законам Рауля, принципу Вант-Гоффа) – раствор сахара в воде.

Если процесс протекает до стадии (б ) , то система является раствором электролита: растворы щелочей, солей, неорганических кислот в воде.

Механизм электролитической диссоциации ионных веществ можно представить следующим образом.

При растворении соединений с ионными связями (например, NaCl) процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли.

Ориентируясь вокруг ионов кристаллической решетки, молекулы воды образуют с ними либо водородные, либо донорно-акцепторные связи. При этом процессе выделяется большое количество энергии, которая называется энергией гидратации.

Читайте также:  Типы систем с точки зрения синергетики

Энергия гидратации, величина которой сравнима с энергией кристаллической решетки, идет на разрушение кристаллической решетки. При этом гидратированные ионы слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, образуют раствор.

Механизм электролитической диссоциации полярных веществ можно представить следующим образом.

Аналогично диссоциируют и вещества, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи. Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например, HCl) определенным образом ориентируются диполи воды. В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы.

2.7.2 Вопросы для самоконтроля

Что такое сольваты?

Что называется электролитической диссоциацией, или ионизацией?

Кто и когда предложил теорию электролитической диссоциации?

Сформулируйте основные положения теории электролитической диссоциации.

Какая химическая связь существует в молекулах электролитов?

Как происходит диссоциация электролитов с ионной связью? Покажите схематически на примере.

Как происходит диссоциация электролитов с полярной связью? Покажите на примере.

Что называется степенью диссоциации?

Каким соотношением связаны между собой изотонический коэффициент и степень электролитической диссоциации?

2.8 Теории кислот и оснований

2.8.1 История развития представлений о кислотах

Множество химических реакций может быть рассмотрено с позиций кислотно-основных взаимодействий. Такие вопросы, как трактовка механизмов реакций, кислотный и основной катализ, влияние различных факторов на ход процесса, в основном базируются на учете кислотно-основных взаимодействий. Овладеть оценкой кислотно-основных взаимодействий − это значит понять сущность химической реакции и иметь возможность управлять ею.

Представления о кислотах и основаниях существуют более трех столетий, но до сих пор нет единого определения этих понятий. Рассмотрим кратко эволюцию взглядов на природу кислот и оснований. Термины «кислоты» и «основания» сформировались еще в XVII веке, однако их содержание неоднократно пересматривалось и уточнялось. Лишь в конце прошлого века после появления теории электролитической диссоциации (С. Аррениус, 1887 г.) сформировалась первая научная ионная теория кислот и оснований (Д. Оствальд, С. Аррениус).

Важной вехой в развитии взглядов на кислоты и основания явилось сформулированное А. Ганчем в 1917–1927 годах понятие об амфотерности − способности некоторых соединений проявлять как кислотные, так и основные свойства в зависимости от условий и природы реагентов, участвующих в кислотно-основном взаимодействии. И, как оказалось позже, таких соединений (проявляющих амфотерность) − подавляющее большинство. В зависимости от природы партнера по взаимодействию явная кислота может выступать в роли основания и наоборот.

Доминирующие в настоящее время протонная (И. Бренстед и Т. Лаури) и электронная (Г. Льюис) теории кислот и оснований были предложены одновременно в 1923 году.

Академиком АН Казахской ССР физиком-химиком М.И. Усановичем была предпринята попытка объединить электронную и протонную теории. В 1938 г. М.И. Усанович разработал оригинальную теорию кислот и оснований, положив в основу представление, что водород не является универсальным носителем кислотных свойств. Он отнес к кислотам все вещества, образующие соли при взаимодействии с основаниями. Все окислительно-восстановительные и протолитические реакции оказывались частным случаем кислотно-основных взаимодействий. Кроме того, М.И. Усанович считал, что амфотерность присуща всем полярным соединениям.

В современной химии используются две теории кислот и оснований: теория Бренстеда − Лаури и теория Льюиса − Усановича. Более общие определения кислот и оснований предложены в теории Льюиса – Усановича.

2.8.2 Кислоты и основания в теории С. Аррениуса

С. Аррениус объяснял появление ионов в водном растворе (или расплаве) распадом растворенных веществ − электролитов .

Аррениус из всех ионов выделил ионы H + и OH — как продукты автодиссоциации воды :

.

Затем он высказал утверждение, что кислотой называют электролит, диссоциирующий в растворах с образованием ионов Н + ; основанием называют электролит, диссоциирующий в воде с образованием гидроксид-ионов ОН :

кислоты: ;

основания: .

Кислоты и основания, для которых степень распада на ионы (степень электролитической диссоциации) имеет значение, близкое к единице, были названы С. Аррениусом сильными ( HNO 3 , NaOH ), а все остальные – слабыми ( HNO 2 , NH 3 . H 2 O ).

Слабые кислоты можно было сравнить по силе, используя значения констант диссоциации кислот K ДК , а слабые основания − по значениям констант диссоциации оснований K ДО . Чем выше значение констант диссоциации K Д , тем более сильным считался слабый электролит-кислота или слабый электролит-основание.

,

.

,

.

Сильные же кислоты и основания с точки зрения теории кислот и оснований, предложенной С. Аррениусом, никак не характеризовались количественно , их сила просто считалась наибольшей.

2.8.3 Протонная теория кислот и оснований

Протонная теория Брёнстеда − Лаури применима лишь к протонсодержащим или протонприсоединяющим веществам. Согласно этой теории кислотой называется вещество, способное быть донором протонов, а основанием – вещество, которое может присоединить (акцептировать) протон:

.

По определению, H А n – кислота, An — – основание, сопряженное с этой кислотой. Любой кислоте соответствует сопряженное с ней основание:

.

Любое кислотно-основное равновесие включает взаимодействие двух пар кислот и оснований. Например, в реакции

кислота 1 основание 2 основание 1 кислота 2

сопряженными парами будут HNO 3 / NO и NH 4 + / NH 3 .

CH 3 COOH + NH 3 ↔ CH 3 COO — + NH 4 + .

кислота основание сопряженное сопряженная

Кислоты и основания как вещества, теряющие и приобретающие протоны, называются протолитами . Передача протона от кислоты к основанию именуется протолизом , а химическая реакция между ними – протолитической реакцией .

В протолитических реакциях все вещества, будь то реагенты или продукты, проявляют кислотные или основные свойства. Протонная теория рассматривает каждое вещество в конкретной ситуации, исходя из выполняемой этим веществом химической функции ( донора или акцептора протонов ).

Протонодонорная и протоноакцепторная способность веществ (их кислотность и основность ) определяется сродством к протону, т.е. тепловым эффектом реакции присоединения протона:

NH 3(г) + H + (г) ↔NH 4 + (г) , Q = 868 кДж;

H 2 O (г) + H + (г) ↔H 3 O + (г) , Q = 689 кДж.

Здесь NH 3 – более сильный акцептор протона и более сильное основание, чем H 2 O , а NH 4 + , наоборот, более слабый донор протона и более слабая кислота, чем H 3 O + . В ряду жидких веществ:

NH 3 , H 2 O , C 2 H 5 OH , HCN , H 2 S , CH 3 COOH , HNO 3 , H 2 SO 4 , HF , HClO 4

сродство к протону убывает от NH 3 к HClO 4 .

Встречаются протолиты либо с однозначной функцией (кислоты, основания), либо с двойственной функцией ( амфолиты ). Амфолитом называют электролит, способный как отдавать, так и принимать протоны. Например, взаимодействие двух амфолитов:

H 2 O (г) + HF (г) ↔OH — (г) + H 2 F + (г) ,

кислота + основание ↔ основание + кислота

H 2 O (г) + HF (г) ↔H 3 O + (г) + F — (г).

основание + кислота ↔ кислота + основание

Многие гидроанионы, например HCO 3 — , являются в водном растворе амфолитами :

HCO 3 — + H 2 O ↔CO 3 2- + H 3 O + ,

HCO 3 — + H 2 O ↔H 2 CO 3 + OH — .

Амфолитами по отношению к воде являются также амфотерные гидроксиды , такие как Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 и другие. В водном растворе они гидратируются − образуют гидроксоаквакомплексы типа [Zn(H 2 O) 2 (OH) 2 ] и [Al(H 2 O) 3 (OH) 3 ].

2.8.4 Электронная теория Льюиса

В определенных условиях многие вещества могут вести себя как кислота или как основание. Эти два понятия неразделимы, а потому правильнее говорить о кислотно-основных свойствах данного вещества. В 1923 г. американский физик-химик Г. Н. Льюис сформулировал одну из основных современных теорий кислот и оснований – электронную.

Электронная теория Льюиса допускает, что участие в кислотно-основном равновесии протона необязательно, поэтому ее называют апротонной . Согласно апротонной (электронной) теории, кислотой называется вещество, способное присоединять электронную пару, а основанием – вещество, способное отдавать электронную пару:

.

При взаимодействии донора электронной пары NF 3 (основание) и акцептора электронной пары BF 3 (кислота) образуется более устойчивое электронное окружение (октет) за счет донорно-акцепторной связи. Ни кислота, ни основание протонов не содержат.

Например, в реакции:

AlF 3 + :NH 3 = F 3 Al:NH 3 .

Алюминий помещает неподеленную электронную пару атома азота на свою вакантную электронную орбиталь. Интересен пример из органической химии, демонстрирующий механизм действия кислоты Льюиса (AlBr 3 ) в реакции бензола с бромом. Поляризующая способность молекулы бензола по отношению к брому оказывается недостаточной для успешного протекания реакции. На помощь и приходит молекула бромида алюминия, которая по отношению к брому обладает более сильной поляризующей способностью:

AlBr 3 + Br 2 = Br + [AlBr 4 — ] .

В данном примере неподеленная пара одного из атомов брома помещается на вакантную электронную орбиталь атома алюминия в бромиде алюминия.

Электронная теория Льюиса расширяет границы веществ, проявляющих кислотно-основные свойства, включая в себя протонотдающие и протонприсоединяющие системы.

Известны следующие типы кислот и оснований Льюиса:

а) протон и катионы металлов. Сила этих кислот возрастает с увеличением заряда и электроотрицательности металла; следовательно, если металл имеет несколько состояний окисления, самой сильной кислотой будет катион с наиболее высокой степенью окисления ( Sb 5+ , Sn 4+ , Fe 3+ );

б) наиболее распространенными кислотами Льюиса являются молекулы, центральный атом которых имеет одну, две или несколько вакантных орбиталей, например, соединения элементов второй и третьей групп периодической системы ( BX 3 , AlX 3 , BeX 2 , ZnX 2 );

в) ненасыщенные соединения. Молекулы с двойными, тройными связями реагируют с кислотами Льюиса как основания.

Считают, что наиболее сильной из известных кислот Льюиса является SbF 5 .

2.8.5 Кислотно-основные свойства соединений

В периоде сила кислородсодержащей кислоты растет с увеличением заряда и с уменьшением радиуса иона кислотообразующего элемента:

.

Для одного и того же элемента константа диссоциации различных кислот возрастает по мере увеличения степени окисления кислотообразующего элемента примерно на пять порядков каждый раз.

,

.

В пределах одной группы элементов сила кислоты уменьшается по мере увеличения радиуса кислотообразующего элемента:

.

Сила же некислородных кислот возрастает в ряду однотипных соединений при переходе вниз по подгруппе кислотообразующих элементов:

.

Для многоосновных кислот способность к депротонизации уменьшается по мере увеличения отрицательного заряда аниона:

.

Для кислот характерны следующие общие свойства:

а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;

б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;

в) способность изменять цвет индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лакмуса;

Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

а) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей;

б) способностью изменять цвет индикаторов иначе, чем для кислот (например, они вызывают синюю окраску лакмуса);

в) своеобразным мыльным вкусом.

Основные свойства гидроксидов одного и того же элемента усиливаются с уменьшением валентности элемента. Так, основные свойства дигидроксида железа Fe(OH) 2 выражены сильнее, чем у тригидроксида Fe(OH) 3 . Это утверждение равносильно тому, что кислотные свойства Fe(OH) 3 проявляются сильнее, чем у Fe(OH) 2 .

2.8.6 Вопросы для самоконтроля

1. Какова история развития представлений о кислотах и основаниях?

2. Сформулируйте понятие кислоты и основания с позиции теории С. Аррениуса.

3. Каковы основные положения протонной теории Бренстеда − Лаури?

4. Что собой представляют амфолиты?

5. Приведите примеры кислот и оснований на основе электронной теории Льюиса.

6. Какие существуют закономерности изменения кислотно-основ­ных свойств соединений?

Источники:
  • http://lektsii.org/5-1886.html
  • http://studopedia.su/9_52216_teoriya-elektroliticheskoy-dissotsiatsii-arreniusa.html
  • http://studopedia.ru/20_16578_teorii-kislot-i-osnovaniy-arreniusa-brenstedalouri-i-lyuisa.html
  • http://1001student.ru/himiya/elektroliticheskaya-dissotsiatsiya-sushhnost-teorii-s-arreniusa.html
  • http://prosto-o-slognom.ru/chimia/25_kisloty_i_osnovaniya.html
  • http://refdb.ru/look/2300430-p5.html