Хімія. Профільний рівень. 11 клас. Григорович
§ 90. Розчини електролітів
Повторіть:
- за § 7: поляризованість ковалентного зв'язку;
- за § 8 і 80: види міжмолекулярних взаємодій;
- за § 86: закон діючих мас і константу хімічної рівноваги.
Електроліти і неелектроліти. Механізм електролітичної дисоціації
Речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм, називають електролітами, а речовини, що не проводять струм ані в розчині, ані в розплаві, — неелектролітами.
Належність речовини до електролітів чи неелектролітів визначається типом хімічного зв’язку в речовині:
- електролітами є сполуки з йонним або дуже полярним ковалентним зв’язком — це органічні й неорганічні солі, кислоти, основи;
- неелектролітами є речовини з неполярним або малополярним зв’язком, наприклад кисень, сахароза тощо.
Електроліти в розчинах існують у вигляді йонів, які вільно пересуваються в розчині або розплаві, завдяки чому вони можуть проводити електричний струм. Оскільки в розчинах і розплавах носіями електричного заряду є йони, то їх називають провідниками другого роду, на відміну від металів, у яких електричний струм забезпечується пересуванням електронів.
Процес розпаду речовини на йони під час розчинення у воді або плавлення називають електролітичною дисоціацією.
Йонні сполуки у твердому стані складаються з йонів, які зафіксовані в певних місцях кристалічних ґраток, тому електролітична дисоціація йонних сполук відбувається внаслідок їх розчинення. Саме під час розчинення або розплавлення речовини йони здобувають можливість вільно переміщатися.
Молекулярні сполуки не містять йонів, їх електролітична дисоціація відбувається внаслідок взаємодії з молекулами води під час розчинення. У розчинах молекули розчинених речовин оточені молекулами води. Під дією електричного поля диполів молекул води ковалентні полярні зв’язки додатково поляризуються і можуть перетворитися на йонні. У цьому випадку молекула розчиненої речовини розпадається на йони (мал. 90.1).
Мал. 90.1. Механізм електролітичної дисоціації натрій гідроксиду
Сванте-Август Арреніус (1859-1927)
Шведський хімік, Нобелівський лауреат 1903 р. за формулювання теорії електролітичної дисоціації
Сильні та слабкі електроліти. Ступінь дисоціації
Ефективність електролітичної дисоціації, тобто частку електроліту, що існує у вигляді йонів, характеризує сила електроліту. Якщо майже весь електроліт існує у вигляді йонів, його називають сильним, а якщо лише невелика частка — слабким.
Кількісно частку електроліту, яка розпадається на йони, описують ступенем дисоціації:
Ступінь дисоціації а дорівнює відношенню кількості молекул речовини Nдис, що розпалися на йони, до загальної кількості молекул розчиненої речовини N0:
Оскільки кількість речовини та молярна концентрація прямо пропорційні кількості частинок, то ступінь дисоціації частіше виражають через ці величини:
Ступінь дисоціації виражають у частках від одиниці або у відсотках:
Значення а може змінюватися від 0 (дисоціація відсутня) до 1, або 100 % (повна дисоціація). Чим сильніший електроліт, тим більший його ступінь дисоціації. Класифікацію електролітів за ступенем дисоціації наведено в таблиці 20.
Таблиця 20. Класифікація електролітів за ступенем дисоціації
|
Сильні електроліти |
Електроліти середньої сили* |
Слабкі електроліти |
|
Ступінь дисоціації** |
||
|
α > 30 % |
30 % > α > 5 % |
α < 5 % |
|
Кислоти |
||
|
Сульфатна H2SO4, нітратна ΗΝΟ3, метафосфатна НРО3, хлоридна НСl, бромідна НВr, йодидна НІ |
Флуоридна HF, ортофосфатна Н3РО4, нітритна HNO2, сульфітна H2SO3 тощо |
Більшість кислот, зокрема сульфідна H2S, карбонатна Н2СО3, етанова СН3СООН та майже всі карбонові кислоти тощо |
|
Основи |
||
|
Гідроксиди лужних і лужноземельних металічних елементів NaOH, KOH, Са(ОН)2, Ва(ОН)2 тощо |
Водний розчин амоніаку NH3 та його органічні похідні (аміни), нерозчинні у воді основи |
|
|
Солі |
||
|
Більшість розчинних солей органічних та неорганічних кислот |
Усі нерозчинні солі та деякі розчинні, зокрема меркурій(ІІ) хлорид HgCl2 |
|
* Електроліти середньої сили часто також відносять до слабких.
** У розчинах із концентрацією 0,1 моль/л.
Дисоціація багатоосновних кислот відбувається за декількома стадіями, і під час кожної наступної стадії ступінь дисоціації зменшується. Так, якщо сульфатну кислоту відносять до сильних електролітів, то лише за першою стадією дисоціації, а за другою — вона вже електроліт середньої сили. Ортофосфатна кислота є електролітом середньої сили лише за першою стадією, а за двома іншими — слабкий електроліт.
Залежність ступеня дисоціації від різних чинників
Ступінь дисоціації — величина змінна і залежить від певних чинників, зокрема природи електроліту, його концентрації та температури.
• Залежність від природи електроліту. Чим більша поляризованість зв’язку, тим легше він перетворюється на йонний, тим легше дисоціюють молекули електролітів, тим сильнішим електролітом є речовина. Наприклад, у ряду гідроген галогенідів:
HF — НСl — НВr — НI
справа наліво збільшується радіус атомів галогенів та довжина зв’язку, що спричиняє збільшення поляризованості зв’язку в гідрогенгалогенідах. Через це в цьому ряду зростає сила кислот: флуоридна кислота є кислотою середньої сили, а йодидна — сильною, причому найсильнішою із цього ряду.
В оксигеновмісних кислот дисоціація відбувається внаслідок розривання зв’язку О-Н, поляризованість якого в різних кислотах майже однакова. Тому, чим більше атомів Оксигену містить молекула, тим більш полярним є зв’язок О-Н у молекулах, тим легше він перетворюється на йонний. Силу оксигеновмісних кислот можна визначити за формулою Е(ОН)mОn. Якщо n < 2 — кислота слабка, якщо n > 2 — сильна (табл. 21).
Таблиця 21. Залежність сили кислот від складу кислотного залишку
|
Кислота |
Формула |
n |
Характер електроліту |
|
|
НmЕОn+m |
Е(ОН)mОn |
|||
|
Сульфатна |
H2SO4 |
S(OH)2O2 |
2 |
Сильний |
|
Сульфітна |
H2SO3 |
S(OH)2O |
1 |
Слабкий |
|
Нітратна |
HNO3 |
N(OH)O2 |
2 |
Сильний |
|
Нітритна |
НNO2 |
N(OH)O |
1 |
Слабкий |
|
Карбонатна |
Н2СО3 |
C(OH)2O |
1 |
Слабкий |
|
Ортофосфатна |
Н3РО4 |
P(OH)3O |
1 |
Слабкий |
• Залежність від концентрації. Електролітична дисоціація — оборотний процес, тому для нього справедливий закон діючих мас. Для рівняння дисоціації у загальному вигляді:
KatAn ⇄ Kat+ + An-
можна записати формулу для константи дисоціації*:
* Константу дисоціації зазвичай виражають через рівноважні молярні концентрації частинок.
Ступінь дисоціації можна виразити через концентрацію або катіонів або аніонів, оскільки їхні концентрації однакові:
До того ж для слабких електролітів справедлива рівність (із точністю до кількох відсотків) початкової концентрації електроліту C0(KatAn) та його рівноважної концентрації [KatAn]. Підставляємо ці рівності у формулу для константи дисоціації й отримаємо:
Із рівняння (2) видно, що чим більша концентрація речовини, тим менший ступінь дисоціації, і навпаки.
Отже, для будь-якого електроліту під час розбавлення його водою збільшується ступінь дисоціації. Для слабкого електроліту можна дібрати концентрацію, за якої його ступінь дисоціації буде 50 % або навіть 100 %. Саме тому для класифікації електролітів за ступенем дисоціації зазначають, за якої концентрації електролітів наведено його значення (табл. 21).
• Залежність від температури. Константа електролітичної дисоціації, як і для будь-якої іншої оборотної реакції, не залежить від концентрації речовин або тиску, а залежить лише від температури. Електролітична дисоціація електролітів — ендотермічний процес, тому за нагрівання хімічна рівновага зміщується в бік дисоціації, а константа дисоціації збільшується.
Як видно з рівняння (2), чим більше значення константи дисоціації, тим більший ступінь дисоціації, і навпаки.
Рівняння (2) уперше експериментально встановив Вільгельм Оствальд, і сьогодні його називають законом розбавлення Оствальда: у разі розбавлення розчину електроліту водою, а також за підвищення температури ступінь його дисоціації збільшується.
ЛАБОРАТОРНИЙ ДОСЛІД № 28
Умови перебігу реакцій йонного обміну
Обладнання: штатив із пробірками, піпетки.
Реактиви: розчини натрій карбонату, кальцій хлориду, барій хлориду, натрій сульфату, аргентум(І) нітрату, хлоридна кислота.
Дотримуйтесь правил безпеки
Дослід 1. У дві пробірки налийте по 1 мл розчину натрій карбонату. У першу пробірку прилийте декілька крапель хлоридної кислоти, а в другу — розчин кальцій хлориду об’ємом 1 мл. Які зміни спостерігаєте? Що можна сказати про повноту перебігу реакцій? Складіть рівняння реакцій у молекулярній та йонно-молекулярній формах.
Дослід 2. У дві пробірки налийте по 1 мл розчину барій хлориду. У першу пробірку долийте розчин натрій сульфату об’ємом 1 мл, у другу — таку саму кількість аргентум(І) нітрату. Які зміни спостерігаєте? Чи відрізняються осади в обох пробірках за виглядом та складом? Складіть рівняння реакцій у молекулярній та йонно-молекулярній формах.
Сформулюйте умови перебігу реакцій йонного обміну.
Ключова ідея
Дисоціація електролітів також підпорядковується принципам хімічної рівноваги.
Запитання та завдання
530. Поясніть, чим відрізняється механізм електролітичної дисоціації йонних і молекулярних речовин.
531. Що називають ступенем дисоціації? Схарактеризуйте класифікацію електролітів за ступенем дисоціації.
532. Як залежить ступінь дисоціації від різних чинників? Сформулюйте закон розбавлення Оствальда.
533. Запишіть вираз для константи повної дисоціації етанової, сульфідної та ортофосфатної кислот.
534. У воді об'ємом 1 л розчинили 5 моль гідроген флуориду. Отриманий розчин містить 0,06 моль йонів Гідрогену. Визначте ступінь дисоціації кислоти. Який це електроліт — сильний або слабкий?
535. Ступінь дисоціації електроліту, що складається з двозарядних йонів, дорівнює 70 %. Скільки йонів у розчині припадає на кожні 20 молекул електроліту?
Цей контент створено завдяки Міністерству освіти і науки України
