Билет 19 2 страница. Теорія С. Арреніуса не пояснює причин електролітичної дисоціації, вони були встановлені пізніше

Теорія С. Арреніуса не пояснює причин електролітичної дисоціації, вони були встановлені пізніше.

Розглянемо електролітичну дисоціацію речовин з іонним і полярним ковалентним зв'язком. Припустимо, що у воду помістили кристали хлориду натрію NаСІ – речовини з іонним зв’язком. Полярні молекули води електростатично притягуються позитивно зарядженими кінцями до негативно заряджених іонів С1- у хлориді натрію, а негативно зарядженими кінцями – до позитивно заряджених іонів Na+.

Внаслідок такої взаємодії іонів з диполями води послаблюється зв’язок між іонами кристала, і вони переходять у розчин у вигляді гідратованих іонів. Уявлення про гідратацію іонів, тобто про виникнення хімічного зв'язку між іонами і молекулами води, введено російським вченим І. О. Каблуковим і стало розвитком хімічної теорії розчинів.

У неводних розчинниках також можлива електролітична дисоціація з утворенням соль ватованих іонів.

Гідратації зазнають всі іони у водних розчинах, у тому числі й іони водню, які можуть утворювати хімічні зв’язки з однією, двома і більшим числом молекул води. Звичайно гідратовані іони водню зображують формулою Н3О+ (точніше, Н3О+ Ч nН2О, де n = 0...4) і називають іоном гідроксонію.

На рис. 2 зображено схему розщеплення молекули хлороводню з полярним ковалентним зв'язком. При взаємодії полярної молекули НС1 з диполями води відбувається розрив зв'язку між атомами водню і хлору, і молекула набуває іонної структури. Потім молекула із іонним зв’язком розщеплюється на окремі гідратовані іони.

Для кількісної характеристики електролітичної дисоціації введено поняття ступінь дисоціації, який дорівнює відношенню кількості речовини електроліту, що розщепився на іони, до загальної кількості речовини цього електроліту, введеного в розчин:

Ступінь дисоціації – безрозмірна величина, його виражають у частках одиниці або в процентах. При повній дисоціації електроліту на іони ω= 1, або 100 %. Для неелектролітів, які не дисоціюють на іони, ω = 0.

Ступінь дисоціації залежить від концентрації електроліту і температури. З теорії електролітичної дисоціації випливає, що чим менша концентрація електроліту в розчині, тим більший ступінь дисоціації. При безкінечному розбавлянні розчину ступінь дисоціації наближається до 1 (100 %). Наприклад, ступінь дисоціації гідроксиду натрію NаОН залежно від концентрації електроліту змінюється так: для розчину з концентрацією с=1 моль/л ω = 0,73 (18°С), для с = 0,1 моль/л ω =0,84 і для с = 0,01 моль/л ω = 0,95.

Залежно від ступеня електролітичної дисоціації всі електроліти поділяють на сильні та слабкі. Такий поділ досить умовний, оскільки ступінь дисоціації залежить від температури розчину, концентрації електроліту, і внаслідок цього може змінюватися у досить широких межах.

Слабкі електроліти – це речовини, які лише частково дисоціюють на іони. Із неорганічних сполук до них належить вода, пероксид водню, деякі неорганічні кислоти, як, наприклад, вугільна Н2СО3. Силу електроліта зручно характеризувати за допомогою константи дисоціації:

Якщо електроліт дисоціює ступінчато, то константу дисоціації слід записати для кожного ступеня дисоціації. Виходячи із значень константи дисоціації можна визначати та порівнювати силу електролітів, чим менше Кд тим електроліт слабший і навпаки.

Для слабких електролітів між константою та ступенем дисоціації існує зв’язок, який для розбавлених розчинів можна виразити формулою:

,

де с – молярна концентрація електроліту.

Сильні електроліти практично повністю дисоційовані на іони. До них відносять майже всі неорганічні кислоти (сульфатна, нітратна, хлоридна) та їх розчинні солі, луги.

Електростатична взаємодія із утворенням іонних пар зменшує реальну концентрацію іонів у розчині, а отже ступінь дисоціації електроліту менший за 100 %. Ступінь дисоціації сильного електроліту. Який визначають експериментально називають уявним ступенем дисоціації. Тому замість концентрації використовують активність. Активність – це ефективна концентрація іонізованої частини електроліту в розчині, визначена із врахуванням взаємодії іонів:, де - це коефіцієнт активності речовини, який враховує сили взаємодії іонів, значення, якого завжди менше або дорівнює одиниці.

П. Дебай та Г. Гюккель встановили, що в розведених розчинах сильних електролітів логарифм коефіцієнта активності пропорційний кореню квадратному із його іонної сили:, де А – це стала, яка залежить від зарядів іонів, температури та діелектричної проникності розчинів. Поняття про іонну силу розчину ввели Г. Люїс та Рендель. Згідно із законом іонної сили коефіцієнт активності в розбавлених розчинах залежить не від природи електроліту, а тільки від величини іонної сили розчину. У різних електролітів із однаковими значеннями іонної сили коефіцієнти активності будуть однакові.

Величина іонної сили І визначається як напівсуха добутків концентрацій іонів С на квадрати їх валентностей z:

В аналітичній хімії більшість хімічних реакцій проводять у розчинах. Для вираження вмісту аналізованої речовини у розчинах використовують поняття концентрації. Концентрація – це величина, яка характеризує вміст речовини у певному об’ємі її розчину. Виділяють моляльну, молярну, нормальну концентрації. Але найчастіше в аналітичній хімії використовують нормальну концентрацію (нормальність). Вона показує скільки еквівалентів речовини міститься в 1 л. розчину. Широке використання нормальності пов’язано із використанням її у розрахунках титраметричного аналізу.

Загальна характеристика неметалів

Елементи з неметалевими властивостями знаходяться в IIIA-VIIA - групах Періодичної системи.

Зазвичай серед неметалів розглядають також водень Н, хоча це не зовсім точно, оскільки водню притаманні як неметалеві, так і металеві хімічні властивості.

Загальна електронна формула атомів неметалів ns2np1-5, цьому відповідає велика різноманітність ступенів окислення неметалів у з'єднаннях. Характерною особливістю неметалів є більший (в порівнянні з металами) число електронів на зовнішньому енергетичному рівні їх атомів. Це визначає їх велику здатність до приєднання додаткових електронів і прояву високою окисної активності. Ось чому значення електронегативності у них великі. Звідси різноманіття в хімічних властивостях і способах отримання неметалів.

Інша характерна особливість неметалів - прагнення утворювати ковалентні зв'язки з атомами інших неметалів і амфотерних елементів. Тому і прості речовини і сполуки неметалів мають ковалентное будова.

У вільному вигляді зустрічаються газоподібні речовини - F2, Cl2, O2, N2 і Н2, тверді - I2, At, S, Te, P, As, C, Si і В, при кімнатній температурі відомий один рідкий неметал - бром Br2.

Нерідко для неметалів спостерігається алотропія, наприклад у кисню (О2 і О3) і вуглецю (графіт, алмаз, карбін, фулерен).

У природі зустрічаються самородні неметали - N2 і O2 (в повітрі), сірка (в земній корі), але частіше неметали в природі знаходяться в хімічно зв'язаному вигляді. В першу чергу це вода і розчинені в ній солі, потім - мінерали і гірські породи (наприклад, різні силікати, алюмосилікати, фосфати, борати, сульфати і карбонати).

За поширеністю в земній корі неметали займають самі різні місця: від трьох найпоширеніших елементів (O, Si, H) до досить рідких (As, Se, I, Te).

Карбо́н (С) або вугле́ць — хімічний елемент з атомним номером 6. Назва Карбон рекомандована IUPAC, вуглець — традиційна назва. Карбон належить до групи 14 періодичної системи за сучасною класифікацією або до основної підгрупи IV групи за старою класифікацією. Простої речовини під назвою вуглець не існує, різні алотропіні видозміни Карбону мають свої власні назви.

Карбон є одним із поширених елементів земної кори, складаючи близько 0,1% її маси. Сполуки вуглецю є основою всіх живих організмів.

Алотропні видозміни вуглецю.

Елементарний вуглець утворює три алотропні видозміни: алмаз, графіт і карбін.

Алмаз - безбарвна, прозора кристалічна речовина, що надзвичайно сильно переломлює промені світла. Атоми вуглецю в алмазі знаходяться в стані sp3-гібридизації. У збудженому стані відбувається розпарювання валентних електронів в атомах вуглецю та освіта чотирьох не спарених електронів.

Кожен атом вуглецю в алмазі оточений чотирма іншими, розташованими від нього в напрямку від центра в тетраедрів до вершин. Відстань між атомами в тетраедрах дорівнює 0, 154 нм. Міцність усіх зв'язків однакова. Таким чином, атоми в алмазі «упаковані» дуже щільно. При 20оС щільність алмаза складає 3,1515 г/см3. Цим пояснюється його виняткова твердість. Алмаз погано проводить електричний струм. Основна маса утворених алмазів - невеликі кристали й алмазний пил.

Алмази при нагріванні без доступу повітря вище 1000оС перетворюється в графіт. При 1750оС перетворення алмазу в графіт відбувається швидко.

Графіт - сіро-чорна кристалічна речовина з металевим блиском, жирна на дотик, по твердості поступається навіть паперу.

Атоми вуглецю в кристалах графіту знаходяться в стані sp2 - гібридизації: кожний з них утворює трьох ковалентні ơ-зв'язкуз сусідніми атомами. Кути між напрямками зв'язків дорівнює 120о. У результаті утвориться сітка, що складається з правильних шестикутників. Відстань між сусідніми ядрами атомів вуглецю всередині шару складає 0,142 нм.

Графіт має низьку механічну міцність і легко розщеплюється на лусочки, які самі по собі дуже міцні. Зв'язок між шарами атомів вуглецю в графіті частково має металевий характер. Цим пояснюється той факт, що графіт добре проводить електричний струм, але все ж не так, як метал.

При нагріванні без доступу повітря графіт не зазнає ніякої зміни до 3700оС. При зазначеній температурі він виганяється, не плавлячись. Графіт термодінамічен, стійкий у широкому інтервалі температур і тисків. Щільність складає 2,256 г/см3.

Адсорбція (лат. ad - на, при; sorbeo - поглинаю) - це, в широкому сенсі, процес зміни концентрації біля поверхні розділу двох фаз, а в більш вузькому і вживаною - це підвищення концентрації однієї речовини (газ, рідина) біля поверхні іншого речовини (рідина, тверде тіло).

2KMnO4+16HCI=2KCI+2MnCI2+5CI2+8H2O

Mn+7-5e=Mn+2 5 10 2

2CI-+2e=CI20 2 5

№ 22

Властивості кислот, основ і солей з точки зору теорії електролітичної дисоціації

Розглянемо у світлі теорії електролітичної дисоціації властивості речовин, які у водних розчинах виявляють властивості електролітів.

Кислоти. Для кислот характерні наступні загальні властивості:

здатність взаємодіяти з основами з утворенням солей;

здатність взаємодіяти з деякими металами з виділенням водню;

здатність змінювати кольори індикаторів, зокрема, викликати червоне забарвлення лакмусу;

кислий смак.

При дисоціації будь-якої кислоти утворюються іони водню. Тому всі властивості, які є загальними для водних розчинів кислот, ми повинні пояснити присутністю гідратованих іонів водню. Це вони викликають червоний колір лакмусу, повідомляють кислот кислий смак і т.д. З усуненням іонів водню, наприклад при нейтралізації, зникають і кислотні властивості. Тому теорія електролітичної дисоціації визначає кислоти як електроліти, диссоциирующие в розчинах з утворенням іонів водню.

У сильних кислот, диссоциирующих без остачі, властивості кислот проявляються в більшій мірі, у слабких - меншою. Чим краще кислота дисоціює, тобто чим більше її константа дисоціації, тим вона сильніша.

Величини констант дисоціації кислот змінюються в дуже широких межах. Зокрема, константа дисоціації ціановодорода багато менше, ніж оцтової кислоти. І хоча обидві ці кислоти - слабкі, все ж оцтова кислота значно сильніше ціановодорода. Величини першої та другої констант дисоціації сірчаної кислоти показують, що стосовно першого ступеня дисоціації H 2 SO 4 - сильна кислота, а щодо другої - слабка. Кислоти, константи дисоціації яких лежать в інтервалі 10 -4 - 10 -2, іноді називають кислотами середньої сили. До них, зокрема, відносяться ортофосфорна і сірчиста кислоти (щодо дисоціації за першого ступеня).

Підстави. Водні розчини підстав володіють такими загальними властивостями:

здатністю взаємодіяти з кислотами з утворенням солей;

здатністю змінювати кольори індикаторів інакше, ніж їх змінюють кислоти (наприклад, вони викликають синє забарвлення лакмусу);

Своєрідним "мильною" смаком.

Оскільки спільним для всіх розчинів підстав є присутність у них гідроксид-іонів, то ясно, що носієм основних властивостей є гідроксид-іон. Тому з точки зору теорії електролітичної дисоціації підстави - це електроліти, диссоциирующие в розчинах з відщепленням гідроксид-іонів.

Сила підстав, як і сила кислот, залежить від величини константи дисоціації. Чим більше константа дисоціації даної підстави, тим воно сильніше.

Існують гідроксиди, здатні вступати у взаємодію і утворювати солі не тільки з кислотами, але і з основами. До таких гідроксиду належить гідроксид цинку. При взаємодії його, наприклад, з соляною кислотою виходить хлорид цинку:

Zn (OH) 2 + 2 НС l = ZnС l 2 + 2 Н 2 О

а при взаємодії з гідроксидом натрію - цінкат натрію:

Zn (OH) 2 + 2 NaOH = Na 2 ZnО 2 + 2 Н 2 О

Гідроксиди, які володіють цією властивістю, називаються амфотерними гідроксидами або амфотерними електролітами. До таких гідроксиду, крім гідроксиду цинку, відносяться гідроксиди алюмінію, хрому і деякі інші.

Явище амфотерности пояснюється тим, що в молекулах амфотерних електролітів міцність зв'язку між металом і киснем незначно відрізняється від міцності зв'язку між киснем і воднем. Дисоціація таких молекул можлива, отже, по місцях обох цих зв'язків. Якщо позначити амфотерний електроліт формулою ROH, то його дисоціацію можна виразити схемою

Н + + RO - ↔ ROH ↔ R + + OH -

Таким чином, у розчині амфотерного електроліту існує складна рівновага, в якому беруть участь продукти дисоціації як за типом кислоти, так і за типом підстави.

Явище амфотерности спостерігається також серед деяких органічних сполук. Важливу роль воно відіграє у біологічної хімії; наприклад, білки - амфотерні електроліти.

Солі. Солі можна визначити як електроліти, які при розчиненні у воді дисоціюють, отщепляя позитивні іони, відмінні від іонів водню, і негативні іони, відмінні від гідроксид-іонів. Таких іонів, які були б спільними для водних розчинів усіх солей, немає, тому солі і не володіють загальними властивостями. Як правило, солі добре дисоціюють, і тим краще, чим менше заряди іонів, які утворюють сіль.

При розчиненні кислих солей у розчині утворюються катіони металу, складні аніони кислотного залишку, а також іони, що є продуктами дисоціації цього складного кислотного залишку, у тому числі іони Н +. Наприклад, при розчиненні гідрокарбонату натрію дисоціація протікає відповідно до наступних рівнянь:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -

HCO 3 - = Н + + CO 3 2 -

При дисоціації основних солей утворюються аніони кислоти і складні катіони, що складаються з металу і гидроксогрупп. Ці складні катіони також здатні до дисоціації. Тому в розчині основної солі присутні іони ОН -. Наприклад, при розчиненні хлориду гідроксомагнія дисоціації протікає відповідно до рівнянь:

MgOHCl = MgOH + + З l -

MgOH + = Mg 2 + + ОН -

Таким чином, теорія електролітичної дисоціації пояснює загальні властивості кислот присутністю в їх розчинах іонів водню, а загальні властивості підстав - присутністю в їх розчинах гідроксид-іонів. Це пояснення не є, однак, загальним. Відомі хімічні реакції, що протікають за участю кислот і підстав, до яких теорія електролітичної дисоціації непридатна: Зокрема, кислоти і підстави можуть реагувати один з одним, не будучи дисоційований на іони. Так, безводний хлороводень, що складається тільки з молекул, легко реагує з безводними підставами. Крім того, відомі речовини, які не мають у своєму складі гидроксогрупп, але проявляють властивості основ. Наприклад, аміак взаємодіє з кислотами і утворює солі (солі амонію), хоча в його складі немає груп ОН. Так, з хлороводородом він утворює типову сіль - хлорид амонію:

NH 3 + HC1 = NH 4 C1

Вивчення подібного роду реакцій, а також реакцій, що протікають у неводних середовищах, призвело до створення більш загальних уявлень про кислотах і підставах. До найважливіших з сучасних теорій кислот і підстав належить протонна теорія, висунута в 1923 р.

Згідно протонної теорії, кислотою є донор протона, тобто частка (молекула або іон), яка здатна віддавати іон водню - протон, а підставою - акцептор протона, тобто частка (молекула або іон), здатна приєднувати протон. Співвідношення між кислотою і підставою визначається схемою:

Підстава + Протон ↔ Кислота

Пов'язані цим співвідношенням підставу і кислота називаються сполученими. Наприклад, іон HSO 4 - є підставою, сполученим кислоті H 2 SO 4.

Реакцію між кислотою і підставою протонна теорія являє схемою:

(Кислота) 1 + (Підстава) 2 = (Кислота) 2 + (Підстава) 1

Наприклад, в реакції

HC1 + NH 3 = NH 3 + + З l -

іон З l - підстава, поєднане кислоті НС1, а іон NH 3 + - кислота, сполучена підставі NH 3.

Істотним у протонної теорії є те положення, що речовина проявляє себе як кислота або як підставу в залежності від того, з яким іншим речовиною воно вступає в реакцію. Найважливішим чинником при цьому є енергія зв'язку речовини з протоном. Так, у низці NH 3 - Н 2 О - HF ця енергія максимальна для NH 3 і мінімальна для HF. Тому в суміші з NH 3 вода функціонує як кислота, а в суміші з HF - як підстава:

NH 3 + Н 2 О = NH 4 + + ОН -

HF + Н 2 О = F - + Н 3 О +

Осно́вні оксиди

Основні оксиди - це оксиди, яким відповідають основи. Основними оксидами є, наприклад, Na2O, CaO, MgO, K2O. Декотрі оксиди легко взаємодіють з водою з утворенням відповідних основ:

CaO + H2O → Ca(OH)2

K2O + H2O → 2KOH.

Оксиди Fe2O3, CuO, Ag2O з водою не взаємодіють, однак вони нейтралізують кислоти і тому вважаються основними.

Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2O

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

Характерною хімічною властивісттю основних оксидів є їхня взаємодія з кислотами, при цьому, як правило, утворюються сіль і вода

FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O

При взаємодії з кислотними і амфотерними оксидами утворюють солі, а між собою не взаємодіють. Наприклад:

СаО + СО2 = СаСО3

Na2O + ZnO = Na2ZnO2

Основні оксиди утворюються тільки металами з низькою валентністю (не вище 3+). Більшість основних оксидів з водою безпосередньо не взаємодіють, за винятком оксидів лужних і лужноземельних металів, які реагують з водою. Усім основним оксидам відповідають основи, тобто гідроксиди, які проявляють властивості основ.

Кислотні оксиди

До кислотних оксидів відносять такі оксиди, які взаємодіють з основними та амфотерними оксидами, а також з їх гідроксидами з утворенням солей. Наприклад:

P2О5 + 3СаО → Са3(РО4)2

SO3 + ZnO → ZnSO4

CO2 + 2NaOH → Na2СО3 + Н2О

Кислотні оксиди називають звичайно ангідридами (зневодненими кислотами), вказуючи цим, що їх можна одержати з кислот, віднімаючи від них елементи води. Кислотні оксиди утворюються неметалами та деякими металами, які проявляють змінну валентність. Валентність металів у кислотних оксидах буває, від 4+ до 7+. Наприклад CrO3 — хроматний ангідрид (валентність хрому 6+), Mn2O7 — ангідрид марганцю (валентність марганцю 7+) і т. д.

Деякі кислотні оксиди взаємодіють з водою, утворюючи відповідні гідроксиди, тобто кислоти. Є кислотні оксиди, які не взаємодіють з водою. Наприклад, SiO2 практично не розчинний у воді, однак він нейтралізує основи, тому є кислотним оксидом

2NaOH + SiO2 →сплавлення Na2SiO3 + H2O

Гідроксиди, тобто кислоти, тих кислотних оксидів, що безпосередньо з водою не взаємодіють, одержують посереднім шляхом.

Амфотерні оксиди

Амфотерними називають такі оксиди, які взаємодіють як з кислотами, так і з основами, утворюючи сіль і воду. При взаємодії з кислотами вони поводять себе як основні оксиди, а при взаємодії з основами — як кислотні.

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2О

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2О

З водою амфотерні оксиди не взаємодіють. Амфотерні оксиди утворюються тільки металами з валентністю від 2+ до 4+. До амфотерних оксидів належать ZnO, SnO, PbO, Al2О3, SnO2, PbO2 і ін.

Отже, неметали утворюють тільки кислотні оксиди, а метали можуть утворювати основні, амфотерні і кислотні. Причому для металів із змінною валентністю існує така залежність: при низькому валентному стані металу (не вище 3+) він утворює основний оксид, при високому валентному стані (від 4+ до 7+) він утворює кислотний оксид, а при проміжному (звичайно від 2+ до 4+) він утворює амфотерний оксид. Основні, кислотні і амфотерні оксиди називають ще солетвірними, бо вони при взаємодії з кислотами або основами утворюють солі.

Перша допомога при отруєнні полягає у винесенні потерпілого на свіже повітря, проведенні штучного дихання.

Гідроліз солей - різновид реакцій гідролізу, обумовленого протіканням реакцій іонного обміну в розчинах (переважно, водних) розчинних солей-електролітів. Рушійною силою процесу є взаємодія іонів з водою, що приводить до утворення слабкого електроліту в іонному або (рідше) молекулярному вигляді ("зв'язування іонів").

Дата добавления: 2015-05-23