Электролиты и их свойства

2.4. Процесс диссоциации. 

     В зависимости от структуры растворяющегося вещества в безводном состоянии его диссоциация протекает по-разному. Наиболее типичны при этом два случая. Один из них   это   диссоциация   растворяющихся   солей, т.  е. кристаллов с ионной структурой, второй—диссоциация при растворении кислот, т. е. веществ, состоящих из полярных молекул.

     

     Когда кристалл соли, например, хлорида калия, попадает и воду, то расположенные  на его поверхности ионы притягивают  к себе полярные молекулы воды (ион-дипольное  взаимодействие). К ионам калия  молекулы воды притягиваются своими отрицательными полюсами, а к хлорид-ионам- положительными. Но, если ионы притягивают к себе молекулы воды, то и молекулы воды с такой же силой притягивают к себе ионы. В то же время притянутые молекулы поды испытывают толчки со стороны других молекул, находящихся в движении. Этих толчков вместе с тепловыми колебаниями ионов в кристалле оказывается достаточно для отделения ионов от кристалла и^: перехода их в раствор. Вслед за первым слоем ионов в раствор переходит следующий слой, и таким образом идет постепенное растворение кристалла.

     Иначе протекает диссоциация полярных молекул. Молекулы воды, притянувшиеся к концам полярной молекулы (диполь-дипольное взаимодействие), вызывают расхождение ее полюсов – поляризуют молекулу. Такая поляризация в сочетании с колебательным тепловым движением атомов в рассматриваемой молекуле, а также с непрерывным тепловым движением окружающих ее молекул воды приводит, в конечном счете, к распаду полярной молекулы на ионы. Как и в случае растворения ионного кристалла, эти ионы гидратируются. При этом ион водорода Н+ (т. е. протон) оказывается прочно связанным с молекулой воды в ион гидроксония Н₃О⁺. Так, при растворении в воде хлороводорода происходит процесс, который схематически можно выразить уравнением 

     Н₂О + НСl = Н₃О⁺ +Сl^- 

     В результате этого процесса молекула НСl расщепляется таким образом, что общая пара электронов остается у атома хлора, который превращается в ион Сl^-, а протон, внедряясь в электронную оболочку атома кислорода в молекуле воды, образует ион гидроксония Н₃О⁺.

     Подобного же рода процессы происходят и при  растворении в воде других кислот, например, азотной: 

     Н₂О + НNO₃ = Н₃О⁺ + NO₃^- 

     Перешедшие  в раствор ионы остаются связанными с молекулами воды и образуют гидраты ионов. Иначе говоря, в результате диссоциации образуются не свободные ионы, а соединения ионов с молекулами растворителя. В общем случае любого растворителя эти соединения называются сольватами ионов. Но в уравнениях диссоциации обычно пишут формулы ионов, а не их гидратов или сольватов, тем более что число молекул растворителя, связанных с ионами, изменяется в зависимости от концентрации раствора и других условий.

     

     Диссоциации веществ как ионного, так и  молекулярного строения способствует полярность молекул растворителя. Поэтому не только вода, но и другие жидкости, состоящие из полярных молекул (муравьиная кислота, этиловый спирт, аммиак и другие), также являются ионизирующими растворителями: соли, кислоты и основания, растворенные в этих жидкостях, диссоциируют на ионы. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

2.5. Свойства кислот, оснований и солей  с точки зрения  теории электролитической  диссоциации. 

     Рассмотрим  в свете теории электролитической диссоциации свойства веществ, которые в водных растворах проявляют свойства электролитов.

     Кислоты. Для кислот характерны следующие общие свойства:

     

• способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;
• способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;
• способность изменять цвета индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лакмуса;
• кислый вкус.

     При диссоциации любой кислоты образуются ионы водорода. Поэтому все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны объяснить  присутствием гидратированных ионов  водорода. Это они вызывают красный цвет лакмуса, сообщают кислотам кислый вкус и т. д. С устранением ионов водорода, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

     У сильных кислот,  диссоциирующих  нацело, свойства кислот проявляются в большей степени, у слабых — в меньшей. Чем лучше кислота диссоциирует, т. е. чем больше ее константа диссоциации, тем она сильнее.

     Величины  констант диссоциации кислот изменяются в очень широких пределах. В  частности, константа диссоциации  циановодорода много меньше, чем  уксусной кислоты. И хотя обе эти  кислоты — слабые, все же уксусная кислота значительно сильнее  циановодорода. Величины первой и второй констант диссоциации серной кислоты показывают, что в отношении первой ступени диссоциации H₂SO₄ — сильная кислота, а в отношении второй — слабая. Кислоты, константы диссоциации которых лежат в интервале 10^-4– 10^-2, иногда называют кислотами средней силы. К ним, в частности, относятся ортофосфорная и сернистая кислоты (в отношении диссоциации по первой ступени).

     Основания. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

• способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей;
• способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лакмуса);
• Своеобразным «мыльным» вкусом.

     Поскольку общим для всех растворов оснований  является присутствие в них гидроксид-ионов, то ясно, что носителем основных свойств является гидроксид-ион. Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоциации основания— это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов.

     Сила  оснований, как и сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно сильнее.

       Существуют гидроксиды, способные  вступать во взаимодействие и  образовывать соли не только  с кислотами, но и с основаниями.  К таким гидроксидам принадлежит гидроксид цинка. При взаимодействии его, например, с соляной кислотой получается хлорид цинка: 

Zn(OH)₂ + 2НСl = ZnСl₂ + 2Н₂О

 

а при взаимодействии с гидроксидом натрия — цинкат натрия:  

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ZnО₂+ 2Н₂О 

     Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфотерными гидроксидами или амфотерными электролитами. К таким гидроксидам, кроме гидроксида цинка, относятся гидроксиды алюминия, хрома и некоторые другие.

     Явление амфотерности объясняется тем, что  в молекулах амфотерных электролитов прочность связи между металлом и кислородом незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Диссоциация таких молекул возможна, следовательно, по местам обеих этих связей. Если обозначить амфотерный электролит формулой ROH, то его диссоциацию можно выразить схемой 

     Н⁺ + RO^- ↔ ROH↔R⁺ + OH^- 

     Таким образом, в растворе амфотерного  электролита существует сложное равновесие, в котором участвуют продукты диссоциации как по типу кислоты, так и по типу основания.

     Явление амфотерности наблюдается также среди некоторых органических соединений. Важную роль оно играет в биологической химии; например, белки — амфотерные электролиты.

     Соли. Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет; поэтому соли и не обладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионов, образующих соль.

     При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного остатка, в том числе ионы Н⁺. Например, при растворении гидрокарбоната  натрия диссоциация протекает согласно следующим уравнениям:                          

NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃^-

HCO₃^- = Н⁺ + CO₃^2- 

     При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы ОН^-. Например, при растворении хлорида гидроксомагния диссоциации протекает согласно уравнениям:

MgOHCl = MgOH⁺ + Сl^-

MgOH⁺ = Mg²⁺ + ОН^- 

     Таким образом, теория электролитической  диссоциации объясняет общие свойства кислот присутствием в их растворах ионов водорода, а общие свойства оснований — присутствием в их растворах гидроксид-ионов. Это объяснение не является, однако, общим. Известны химические реакции, протекающие с участием кислот и оснований, к которым теория электролитической диссоциации неприменима: В частности, кислоты и основания могут реагировать друг с другом, не будучи диссоциированы на ионы. Так, безводный хлороводород, состоящий только из молекул, легко реагирует с безводными основаниями. Кроме того, известны вещества, не имеющие в своем составе гидроксогрупп, но проявляющие свойства оснований. Например, аммиак взаимодействует с кислотами и образует соли (соли аммония), хотя в его составе нет групп ОН. Так, с хлороводородом он образует типичную соль — хлорид аммония: 

NH₃ + HC1 = NH₄C1 

     Изучение подобного рода реакций, а также реакций, протекающих в неводных средах, привело к созданию более общих представлений о кислотах и основаниях. К важнейшим из современных теорий кислот и оснований принадлежит протонная теория, выдвинутая в 1923 г.

     Согласно протонной теории, кислотой является донор протона, т. е. частица (молекула или ион), которая способна отдавать ион водорода — протон, а основанием — акцептор протона, т. е. частица (молекула или ион), способная присоединять протон. Соотношение между кислотой и основанием определяется схемой: 

Основание + Протон  ↔ Кислота 

     Связанные этим соотношением основание и кислота называются сопряженными. Например, ион HSO₄^- является основанием, сопряженным кислоте H₂SO₄. 

     Реакцию между кислотой и основанием протонная  теория представляет схемой:

(Кислота)₁ + (Основание)₂ = (Кислота)₂ + (Основание)₁ 

Например, в реакции 

HC1 + NH₃ = NH₃⁺ + Сl^- 

ион Сl^-— основание, сопряженное кислоте НС1, а ион NH₃⁺ — кислота, сопряженная основанию NH₃.

     Существенным  в протонной теории является то положение, что вещество проявляет себя как  кислота или как основание в зависимости от того, с каким другим веществом оно вступает в реакцию. Важнейшим фактором при этом является энергия связи вещества с протоном. Так, в ряду NH₃— Н₂О— HF эта энергия максимальна для NH₃ и минимальна для HF. Поэтому в смеси с NH₃ вода функционирует как кислота, а в смеси с HF — как основание: 

     NH₃ + Н₂О = NH₄⁺ + ОН^-

     HF + Н₂О = F^- + Н₃О⁺ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

2.6.Ионно-молекулярные  уравнения. 

     При нейтрализации любой сильной  кислоты  любым  сильным  основанием  на   каждый  моль образующейся воды выделяется около 57,6 кДж теплоты: