Лекція № 4

Література.

План.

1. Електроліти та неелектроліти.

2. Основні положення теорії ЕДС.

3. Дисоціація кислот, основ, солей. Ступінчата дисоціація.

1. Хомченко І.Г., Загальна хімія., К.: Вища школа, 1993. С. 65 — 75.

2. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин Ю.Н., Неорганическая химия., - 4-е изд., перераб.- Л.:Химия, 1989 г. с. 213 — 234.

Водні розчини деяких речовин є провідниками електричного струму. Ці речовини належать до електролітів. Електролітами є кислоти, основи і солі. Багато речовин виявляють властивості електролітів у розплавленому стані.

Електрична провідність розчинів і розплавів електролітів зумовлена наявністю в них позитивно і негативно заряджених іонів, які утворюються з молекул або кристалічних речовин. Уявлення про утворення іонів у розчинах електролітів затвердилося в хімії в першій половині ХІХ ст. завдяки працям англійського фізика і хіміка М. Фарадея. Процес розщеплення електролітів на іони у водних розчинах і розплавах називається електролітичною дисоці аціею.

Розчини деяких речовин у воді не проводять електричний струм. Такі речовини називаються неелектролітами. Неелектролітами є багато органічних сполук, наприклад цукри, спирти.

Теорія електролітичної дисоціації для водних розчинів була сформульована шведським вченим С. Арреніусом у 1887 р. Розглянемо основні положення цієї теорії:

1. При розчиненні у воді молекули електролітів дисоціюють (розщеплюються) на позитивно і негативно заряджені іони. Іони можуть бути утворені з одного атома - прості іони і кількох атомів — складні іони. Наприклад прості іони: натрій-іони Nа⁺, мідь (ІІ)-іони Сu²⁺, хлорид-іони Сl^-, сульфід-іони S^2-; складні іони: сульфат - іони SO₄ ^2-, перманганат-іони МnO₄^2-, амоній-іони NН₄⁺. Справа вгорі від формули іона зазначається його заряд у відносних одиницях (заряд електрона приймається за -1). На відміну від запису ступеня окислення при зазначенні заряду іона спочатку записується число одиниць заряду, а потім — знак заряду ("плюс", "мінус"). Наприклад: РО₄^2-, NО₃^-, Nа⁺, АІ³⁺

2. Дисоціація — це зворотній процес. Як правило, він не відбувається до кінця, а в системі встановлюється динамічна рівновага, тобто такий стан, при якому швидкість дисоціації дорівнює швидкості зворотнього процесу — утворення вихідних молекул. Тому у рівняннях дисоціації замість знака "дорівнює" ставлять знак зворотності (<=>). Наприклад: НСІ <=> Н⁺ + Сl^-.

3. Іони у водному розчині перебувають в хаотичному русі. Якщо в розчин електроліту занурити електроди і прикласти до них електричну напругу, то іони набувають напрямленого руху; позитивно заряджені іони переміщуються до катоду (негативно зарядженого електроду), а негативно заряджені іони — до аноду (позитивно зарядженого електроду).

Важливою характеристикою дисоціації являється ступінь дисоціації — це відношення кількості молекул електроліта, який про дисоціював до загальної кількості молекул електроліта в розчині.

Сильні електроліти практично повністю дисоціюють у розчинах на іони. До них належать неорганічні кислоти (хлорводнева кислота НСl, бромводнева НВг, йодводнева НІ, хлорна НСlO₄, азотна НNО₃, марганцева НМnO₄, сірчана Н₂SO₄, селенова Н₂SeO₄), більшість солей, гідроксиди лужних та лужно-земельних металів (луги).

Незважаючи на практично повну дисоціацію сильних електролітів, значення їхніх ступенів дисоціації, визначені експериментально, звичайно менше 100%. Це пов'язано з процесом асоціації іонів. Іони з протилежними зарядами сполучаються один з одним, утворюючи іонні пари ( і складніші системи), наприклад:

Дисоціація КС1 <=> К⁺ + СІ^-;

Асоціація К⁺ + СІ^-<=>К⁺СІ^-

ioнна пара

З підвищенням температури ступінь дисоціації зростає.

Використовуючи значення ступеня дисоціації, можна обчислити молярну концентрацію іонів у розчині. Наприклад, електроліт АхВу дисоціює за рівнянням:

АxВу <=> xА^y⁺ + уВ^x^-

Молярна концентрація іонів А^y⁺ визначається за формулою:

С(А^y⁺) = с(АxВу) α N(А^y⁺)

де с(АxВу) — молярна концентрація розчину електроліту;

α — ступінь дисоціації електроліту АxВу;

М(А^y⁺) — число іонів А^y⁺, що утворюються під час розщеплення молекули АxВу, тобто N(А^y⁺) — х.

Дисоціаціяя кислот. ІІри дисоціації кислот завжди утворюються іони гідрогену Н, які зумовлюють найважливіші властивості кислот (кислий смак, дія на індикатори, взаємодіють з основами тощо):

НNО₃ <=> Н⁺ + NО₃^-

Нітратна кислота

НСІО <=> Н⁺+ СlO^-

Хлорноватиста

кислота

Інших катіонів, крім іонів гідрогену, при дисоціації кислот не утворюється.

Число іонів гідрогену, яке може утворюватися при розщепленні однієї молекули кислоти, визначає основність кислоти.

Дисоціація гідроксидів. Гідроксиди дисоціюють на позитивно зарядженні іони металів та негативно зарядженні гідроксогрупи. Наприклад:

Са(ОН)₂ =СаОН⁺ +ОН^-

СаОН⁺ =Са²⁺ +ОН^-

Дисоціація солей.Солі — це електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони металів (або катіон амонію NН₄⁺ ) й аніони кислотних залишків, наприклад:

КNО₃<=>К⁺ + NО₃^-; NН4Сl <=> МН₄ + Сl^-

Розрізняють кілька типів солей: середні, кислі й основні.

Середні солі дисоціюють в одну стадію, наприклад:

СаСl₂ <=> Са⁺² + 2Сl^-;

Fе₂(SO₄)₃ <=> 2Fе³⁺ + 3SО₄^2-

В результаті утворюються тільки катіон металу й аніони кислотного залишку.

Кислі солі дисоціюють по стадіям: на першій стадії відщеплюється катіон металу від кислотного залишку, а потім кислотний залишок дисоціює як кислота. Наприклад: КНСО₃ = К⁺+ НСО₃^-

НСО₃^- = Н⁺ + СО₃^2-

Основні солі дисоціюють теж по стадіям: на першій стадії відщеплюється кислотний залишок від залишка основи, а потім залишок основи дисоціює як основа. Наприклад: СаОНСl = СаОН⁺ + СІ^-

CaOH⁺ = Ca²⁺ + OH^-

Тема: Загальні відомості про неметали.

Мета: Ознайомитися з неметалами та вивчити їхні хімічні властивості.

Читайте також:

<== попередня сторінка	\|	наступна сторінка ==>
Лекція № 3	\|	Лекція № 5

Не знайшли потрібну інформацію? Скористайтесь пошуком google:

Генерація сторінки за: 0.005 сек.