Повна версія

Головна arrow Природознавство arrow ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

  • Увеличить шрифт
  • Уменьшить шрифт


<<   ЗМІСТ   >>

ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ

Вивчивши зміст глави 13, студенти повинні: знати

  • • сутність і причини електролітичноїдисоціації;
  • • поняття про сильні і слабкі електролітах;
  • • особливості фізико-хімічних властивостей розчинів електролітів;
  • • характеристики властивостей розчину електроліту; вміти
  • • розраховувати ступінь дисоціації слабкого електроліту;
  • • розраховувати активність іонів в розчинах сильних електролітів;
  • • розраховувати осмотичний тиск і температури замерзання і кипіння розчинів електролітів;
  • • складати рівняння хімічних реакцій в розчинах електролітів в іонної формі;

володіти

• навичками визначення природи розчину (електроліт, неелектроліт).

Розчини електролітів

У 80-х рр. XIX ст. мснсс ніж за 10 років були розроблені найважливіші розділи теорії розчинів, включаючи і теорію електролітичноїдисоціації.

Водні розчини різноманітних речовин сильно розрізняються за здатністю проводити електричний струм. Вода має вкрай малу питому електричну провідність і відповідно велику питомий опір (-10 6 Ом м). Є речовини, при розчиненні яких електрична провідність одержуваного розчину практично не зростає. Прикладами таких речовин є вуглеводи (сахароза, глюкоза та ін.), Карбамід, спирти. Їх називають неелектролітами. Неорганічні і органічні речовини, що відносяться до класів кислот, підстав і солей, утворюють розчини з великою електричну провідність.

Речовини, які проводять в розчинах і розплавах електричний струм, називаються електролітами.

У 1884 р шведський фізико-хімік С. Арреніус пояснив електричну провідність солей їх розпадом на позитивно і негативно заряджені іони. Розвиваючи цю ідею далі, він опублікував в 1887 р теорію електролітичноїдисоціації. На основі електролітичноїдисоціації Арреніус пояснив також загальні властивості кислот і підстав. Досить швидко його теорія отримала загальне визнання і виявилася настільки простий і переконливою, що до теперішнього часу викладається в школах.

Саме по собі наявність електричної провідності розчину не обов'язково означає, що розчинена речовина розпалася на іони. Можуть бути різні механізми провідності. Але є інші факти, які доводять розпад речовин на іони і присутність іонів в розчинах.

При вимірюванні осмотичного тиску розчинів різних речовин, тиску пари розчинника над розчином, зниження температури замерзання і підвищення температури кипіння розчинів виявилося, що розчини електролітів сильно відхиляються за цими властивостями від законів Вант-Гоффа і Рауля, які висловлюються формулами (12.6) - (12.9). У розбавлених розчинів солей ці відхилення приблизно в ціле число раз (2, 3, 4) перевищують передбачення теорії. Наприклад, виміряний осмотичнийтиск розчину хлориду калію при концентрації 0,01 моль / л і 0 ° С дорівнює 44,1 кПа. При цьому осмотичний тиск, розраховане для тих же умов за законом Вант-Гоффа, становить 22,7 кПа. При першому ж погляді на цифри очевидно, що виміряне значення майже в 2 рази перевищує очікуване. Просте пояснення цього факту полягає в тому, що розчин насправді містить частинок в 2 рази більше, ніж було б передбачуваних молекул КС1. Сіль в розчині знаходиться не у вигляді молекул, а в вигляді вільно рухаються іонів К + і С1 ", число яких в 2 рази перевищує число структурних одиниць КС1. В цьому і полягає причина відхилень від закону Вант-Гоффа, а також і закону Рауля.

Ставлення експериментально знайдених значень для властивостей розчину до розрахованим за законами Вант-Гоффа і Рауля називається фізіологічним коефіцієнтом , або коефіцієнтом Вант-Гоффа

в наведених тут відносинах штрихом відзначені виміряні значення властивостей; в знаменниках поставлені формули, за якими обчислюються теоретичні значення тих же властивостей для розчинів неелектролітів.

Якщо ізотонічний коефіцієнт даного розчину відомий, то осмотичний тиск і інші властивості можуть бути обчислені. Наприклад, згідно відносинам (13.1) реальне осмотичнийтиск електроліту

Значення ізотонічного коефіцієнта для різних електролітів наводяться в таблицях (табл. 13.1).

Фізичний сенс ізотонічного коефіцієнта полягає в тому, що він показує, у скільки разів дійсне число осмотично активних (вільно переміщаються в розчині) частинок в одиниці об'єму розчину перевищує передбачуване число молекул. Наприклад, якщо концентрація хлориду калію становить 0,2 моль / л, то сумарна концентрація реально наявних іонів близька до 0,4 моль / л.

Таблиця 13.1

Значення ізотонічного коефіцієнта для розчинів деяких солей при концентрації 0,1 моль / л

Формула

Зниження температури замерзання

i

Дгзам, експериментальне

Д? зам , обчислене за законом Рауля

КС1

0,673

0,372

1,81

KN0 3

0,664

0,372

1,78

MgCl 2

1,038

0,372

2,79

Ca (N0 3 ) 2

0,923

0,372

2,48

Приклад 13.1. Які граничні значення ізотонічного коефіцієнта можна очікувати для розчинів броміду натрію, хлориду кальцію і сульфату алюмінію?

Рішення. Напишемо формули речовин: NaBr, CaCl 2 , Al 2 (S0 4 ) 3 . Ці солі розпадаються на два, три і п'ять іонів відповідно. До цих чисел наближаються їх изотонические коефіцієнти при сильному розведенні розчинів.

Таким чином, одночасно проявляються в розчині здатність проводити електричний струм і сильні відхилення від законів Вант-Гоффа і Рауля підтверджують реальність явища електролітичноїдисоціації.

У розчинах електролітів переносниками електричного струму є іони, вільно переміщаються в середовищі і які отримують спрямоване рух в електричному полі. Такі провідники називають провідниками другого роду. Іони можуть бути як одноатомними, так і багатоатомних частинками. Заряд іона створюється надлишком або недоліком електронів щодо сумарного заряду атомних ядер. Позитивно заряджений іон називається катіон , негативно заряджений - аніон.

Одноатомні катіони виробляються від атомів металів, позбавлених одного або декількох електронів: Na + , Mg 2+ , Fe 3+ і ін. Багатоатомні катіони являють собою продукт приєднання протона Н + до молекули (Н 3 0 + , NH 4 , CH3NH3) або катіонні комплекси. Більшість часто зустрічаються аніонів - це кислотні залишки. Аніони бінарних кислот і солей - одноатомні частки. Аніони кисневмісних, органічних і комплексних кислот і солей є багатоатомні частинки.

Найбільш численні електроліти - це солі. Будь-яка сіль може вважатися речовиною, що складається з катіонів та аніонів. Солі мають іонні кристалічні структури, тобто дійсно складаються із заряджених частинок, пов'язаних силами електростатичного притягання. При розчиненні в воді іони переходять із зв'язаного стану в кристалі до вільного (в сенсі можливості переміщення) в розчині. Тому кристали солей, як правило, електрику не проводять, а розчини проводять.

Аналогічним чином побудовані і гідроксиди металів, але тільки в їх складі є спеціальний аніон гідроксид ОН - , продукт відібрання протона від молекули води. Підстави - це другий різновид електролітів.

Третій різновид електролітів - речовини класу кислот. На відміну від солей і гідроксидів металів вони мають молекулярну будову, і було б неправильно сказати, що кислота складається з катіонів водню і аніонів кислотного залишку. Властивості кислот як електролітів пояснюються здатністю частки Н + , інакше кажучи, протона /? + , До переносу від молекули кислоти до молекули води, в результаті чого утворюються іони і виникає електрична провідність:

Можна сказати, що в цьому і полягає секрет поведінки кислот: на відміну від інших водневих сполук, в кислотах є рухливий атом водню, ядро якого - р + - переноситься від молекули кислоти до молекули води.

 
<<   ЗМІСТ   >>