- •Правила техники безопасности при работе в химической лаборатории
- •Правила техники безопасности при работе с кислотами и щелочами
- •Правила техники безопасности при работе с бромом
- •Правила техники безопасности при работе с металлическими натрием и калием
- •Техники безопасности при работе с легковоспламеняющимися жидкостями
- •Техника безопасности при работе под вакуумом
- •Меры безопасности при утечке газа и тушении локального пожара и горящей одежды
- •Оказание первой медицинской помощи при ожогах и отравлениях химическими веществами
- •Порядок оформления лабораторных работ
- •Химическая посуда
- •1. Химическая посуда и лабораторное оборудование
- •Лабораторная работа 1 методы выделения и очистки веществ
- •Фильтрование и центрифугирование
- •Кристаллизация
- •Перегонка
- •4. Возгонка
- •5. Экстракция
- •Практическая часть Изучение метода перекристаллизации
- •Ход работы
- •Лабораторная работа 2 определение молекулярной массы углекислого газа и молярных масс эквивалентов веществ
- •Практическая часть
- •Ход работы
- •Вычисление молекулярной массы
- •Протокол работы
- •Лабораторная работа 3 растворы. Свойства растворов
- •2. Пересыщенные растворы
- •Б. Приготовление растворов
- •Ход работы
- •Лабораторная работа 4 скорость химической реакции и химическое равновесие
- •Скорость химической реакции
- •2. Химическое равновесие
- •Практическая часть
- •Ход работы
- •1. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов
- •Зависимость скорости разложения н2s2o3 от температуры
- •2. Изучение факторов, влияющих на смещение химического равновесия
- •Лабораторная работа 5 электролитическая диссоциация
- •Основные понятия теории электролитической диссоциации
- •Ионное произведение воды; рН растворов
- •3. Реакции в растворах электролитов
- •Реакции, идущие с образованием труднорастворимого вещества
- •Реакции, идущие с образованием газа
- •Практическая часть
- •Лабораторная работа 6 гидролиз солей
- •Практическая часть
- •Ход работы
- •РН растворов солей
- •Лабораторная работа 7 окислительно-восстановительные реакции. Электрохимические процессы
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •Коррозия металлов и способы защиты от коррозии
- •3. Электролиз
- •Катодные процессы
- •Анодные процессы
- •Практическая часть
- •Ход работы
- •Электродные потенциалы и химическая активность металлов
- •Коррозия металлов и способы защиты от коррозии
- •Электролиз
- •Приложения
- •Список рекомендуемой литературы
Основные понятия теории электролитической диссоциации
Электролиты – это вещества, которые при растворении в полярных растворителях в результате взаимодействия с молекулами последних распадаются на заряженные частицы - ионы. Это явление называется электролитической диссоциацией. К электролитам относятся кислоты, основания и соли. Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул электролита называется степенью диссоциации (ά). Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах.
В зависимости от степени диссоциации электролиты условно разделяют на сильные, средние и слабые. Степень диссоциации сильных электролитов больше 30%, средних — от 2 до 30%, слабых — ниже 2% (в 0,1 н. растворах).
К сильным электролитам относятся: 1) почти все соли (кроме CdCl2, HgCl2, Pb(CH3COO)2, Fe(SCN)3 и некоторых других); 2) кислоты: HHal (кроме НF) , HNO3, H2SO4, HClO4, HCOOH; 3) гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.
К слабым и средним электролитам относятся: 1) большинство органических кислот; 2) минеральные кислоты: H2CO3, H2S, HCN, HNO2, H2SiO3, H3BO3, HClO, H3PO4, H3PO3, H3AsO4, H3AsO3, H2SO3, НF; 3) большинство оснований металлов (кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH4ОН.
При разбавлении раствора степень диссоциации увеличивается. Поэтому при сравнении силы электролитов необходимо брать растворы одинаковой нормальности. Для хорошо растворимых электролитов существует свой предел разбавления, в рамках которого концентрация ионов в единице объема увеличивается с разбавлением вследствие увеличения степени диссоциации. Выше этого предела концентрация ионов уменьшается за счет сильного увеличения объема раствора.
Об относительной силе электролитов можно судить по электропроводности их растворов, а также по химической активности в некоторых реакциях.
Истинная степень диссоциации сильных электролитов в растворах любой концентрации равна 100%. Однако вследствие электростатического притяжения противоположно заряженных ионов, которое особенно значительно в концентрированных растворах, активность ионов снижается и сильный электролит ведет себя так, как если бы он находился в состоянии неполной диссоциации. Поэтому диссоциацию сильных электролитов принято количественно характеризовать кажущейся степенью диссоциации.
Для всех остальных электролитов электролитическая диссоциация является процессом обратимым:
КnАm ↔ nК+ + mА-
Поэтому в растворах электролитов имеет место равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. Константа равновесия этого обратимого процесса называется константой электролитической диссоциации:
Кдис = ([K+]n [A-]m)/[ КnАm]
где [К+] и [А-] — концентрации в растворе катионов и анионов в моль/л, [KnAm] — концентрация недиссоциированных молекул в моль/л. Для данного электролита значение константы электролитической диссоциации постоянно при определенной температуре и в отличие от степени диссоциации не зависит от концентрации.
Диссоциация электролитов в водных растворах сопровождается гидратацией ионов, т. е. взаимодействием их с полярными молекулами воды. Так, например, в воде по существу нет ионов Zn2+ или ионов Сг3+, а имеются гидратированные комплексные ионы [Zn (Н20)4]2+ и [Сг (Н20)6]3+.
Процесс электролитической диссоциации кислоты следовало бы выражать уравнением: НА + nН2О = Н30+ + А(Н20)n-
Н3О+ — ион гидроксония, определяющий общие свойства кислот. Гидратация катионов осуществляется по донорно-акцепторному механизму, а анионов — за счет водородной связи.
На практике обычно пользуются упрощенными уравнениями без учета гидратации ионов:
HN03 ↔ H+ + N03- NaOH ↔ Na+ + OH-
Свойства водных растворов кислот и оснований определяются теми ионами, на которые они диссоциируют.
Кислоты можно определить как электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах в качестве катионов только ионы водорода, а основания - как электролиты, образующие в качестве анионов только гидроксид-ионы.
Многоосновные кислоты диссоциируют обычно постепенно (ступенчатая диссоциация):
1) h2so3 ↔ h+ + hso3- 2) hso3- ↔ h+ + SO32-,
причем по первой ступени степень диссоциации больше, чем по второй.
Ступенчатая диссоциация характерна и для оснований, содержащих несколько гидроксогрупп в молекуле:
1) Mg (OH) ↔ MgOH+ + OH- 2) MgOH+ ↔ Mg2+ + OH-
Ступенчатость диссоциации кислот и оснований обусловливает возможность образования кислых и основных солей.
Известны электролиты, которые при диссоциации образуют и ионы водорода, и гидроксид-ионы. Такие соединения называются амфотерными.
Практически амфотерность соединения можно определить по способности его образовывать соли как с кислотами, так и со щелочами. Примером амфотерного электролита может служить гидроксид алюминия Al(OH)3. Уравнения реакций Al(OH)3 с кислотой и с основанием без учёта фактора гидратации могут быть представлены следующим образом.
Al(OH)3 + 3NaOH = Na3[Al(ОН6)]
А1(ОН)3 + ЗОН- = [А1(ОН)6]3-
А1(ОН)з + ЗНС1 = А1С13 + ЗН20
А1(ОН)3 + ЗН+ = А13+ + ЗН20
Согласно теории Бренстеда кислоты и основания объединяются в группу протолитов — веществ, способных отдавать или принимать протоны. С этой точки зрения кислота является донором протонов, а основание — акцептором протонов. Поэтому кислота и основание взаимно связаны, и в общей форме можно писать:
Кислота ↔ протон + основание
Такие системы называются сопряженными, например:
HF + Н2О ↔ Н30+ + F-
кислота основание кислота основание донор акцептор
NH3 + H2O ↔ NH4+ + ОН-
основание кислота кислота основание акцептор донор
Эта теория хорошо объясняет амфотерность электролитов. В приведенных примерах вода является в одном случае основанием, в другом — кислотой.
Характер диссоциации гидроксидов ЭОН зависит от сравнительной степени полярности связей: Э—О и О—Н, которая определяется в основном величинами условных радиусов и зарядов ионов элементов, образующих гидроксид. Если полярность связи Н—О больше полярности связи Э—О, гидроксид диссоциирует по кислотному типу, например:
НОСl ↔ Н+ + Сl-
Если полярность связи Н—О меньше полярности связи Э—О, гидроксид диссоциирует по основному типу, например:
NaOH ↔ Na+ + ОН-
Если полярность связи Н—О примерно равна полярности связи Э—О, то гидроксид диссоциирует по амфотерному типу; например, простейшим амфотерным соединением является вода: Н2О ↔ Н++ ОН-
Закон разбавления Оствальда.
Итак, константа диссоциации электролита (Кдис) – константа равновесия реакции диссоциации. Рассмотрим диссоциацию слабого электролита: НА ↔ Н+ + А-
Если исходную концентрацию НА обозначить через с моль/л, то равновесные концентрации ионов Н+ и А- будут αс моль/л, а равновесная концентрация недиссоциированной части электролита (с- αс) моль/л.
Кдис = ([Н+] [А-])/[НА] = (αс. αс)/(с- αс),
откуда следует: Кдис = α2с/(1- α).
Для слабых электролитов степень диссоциации → к нулю и Кдис = α2с,
откуда α = √(Кд/с)
Т.е., согласно закону разбавления Оствальда, с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается.