Ступінь дисоціації a дорівнює відношенню кількості молекул, що розпались на іони, до загальної кількості молекул електроліту.

Ступінь дисоціації виражається дробовим числом або у відсотках і змінюється від 0 до 1 (0—100 %). Ступінь дисоціації залежить від природи розчиненої речовини, роз­чинника, в якому розчинено електроліт, температури, кон­центрації розчиненої речовини.

За величиною ступеня дисоціації всі електроліти поді­ляють на сильні, середні та слабкі. Слабкими називають електроліти, якщо їхній ступінь дисоціації в 0,1 н розчині мен­ше 3 %, сильними — якщо α в 0,1 н розчині більше 30 %. До сильних електролітів належать майже всі солі, луги(крім NН₄ОН), деякі кислоти (НС1, НСlO₄, НNО₃, Н₂SО₄); до слаб­ких — більшість основ, амфотерні гідроксиди, чимало кис­лот (Н₂S. НСN, Н₂SiO₃, Н₃ВО₃). Електролітами середньої сили є деякі органічні і неорганічні кислоти (оксалатна Н₂С₂О₄, форміатна НСООН, сульфітна Н₂SО₃, фосфатна Н₃РО₄ за першою стадією дисоціації).

З розведенням розчину, тобто із зменшенням концен­трації електроліту, ступінь дисоціації його збільшується, бо при цьому іони віддаляються один від одного і можливість зв'язування їх у молекули зменшується. Сильні електролі­ти, якщо розчин більш розбавлений, ніж 0,001 н, майже повністю дисоціюють, тобто a практично стає рівним 1.

У неполярних або малополярних розчинниках (бензол, етер) дисоціація на іони не спостерігається.

Розглянемо докладніше дисоціацію солей, кислот, ос­нов.

Солі — сильні електроліти і дисоціюють з утворен­ ням катіонів металу та аніонів кислотного залишку.

Кислоти дисоціюють з утворенням катіонів Гідрогену та аніонів кислотного залишку. Отже, згідно з теорією елек­тролітичної дисоціації,

Кислоти — це електроліти, які дисоціюють у водному розчині з утворенням тільки одного виду катіонів — іонів Гідрогену.

Наявність у розчині іонів Гідрогену (протонів) зумов­лює загальні властивості кислот. Дисоціація сильних кис­лот відбувається ступінчасто.

      Дисоціація за першим ступенем відбувається завжди сильніше, ніж за другим.

      Основи у водних розчинах дисоціюють з утворенням гідроксид-іонів і катіонів металу. Отже,

основами називаються електроліти, які під час дисоціа­ції утворюють лише один вид аніонів — гідроксид-іони:

Багатокислотні основи, як і багатоосновні кислоти, дисо­ціюють ступінчасто.                 

     Наявні в розчинах основ іони ОН ^‾ зумовлюють загаль­ні властивості основ.

      Дисоціація кислих солей відбувається практично пов­ністю.

Процес дисоціації основних солей відбувається подіб­но до дисоціації кислих солей. На першій стадії сіль практично повністю розпадається на гідроксокатіони металу та аніони кислотного залишку. Гідроксокатіони здатні дисоці­ювати на катіони металу та гідроксильні групи незначною мірою.

Згідно з теорією електролітичної дисоціації, загальні властивості кислот зумовлені наявністю у їхніх розчинах іонів Гідрогену, а загальні властивості основ — гідроксид-іонів. Однак теорію електролітичної дисоціації не можна застосувати до всіх відомих хімічних реакцій, які відбува­ються за участю кислот і основ. Так, кислоти й основи можуть реагувати між собою, не будучи дисоційованими на іони (наприклад, хлороводень з безводними лугами). Відомі також речовини, які проявляють властивості основ, хоча й не мають у своєму складі гідроксильних груп (взає­модія аміаку з хлороводнем).

Вода — дуже слабкий електроліт, який дисоціює лише частково, розпадаючись на гідроксид-іони ОН^- та іони Гідрогену Н⁺ (протони):

Н₂О↔Н ⁺+ОН ˉ

     Добуток концентрації іонів Гідрогену і концент­ рації гідроксид-іонів за сталої температури — величина ста­ ла. Вона називається іонним добутком води.

       При температурі 22 °С І_Н2О =1·10‾¹⁴. Значення іонного добутку води змінюється із зміною температури, бо з підви­щенням температури дисоціація води збільшується. У чистій воді концентрація іонів Гідрогену дорівнює концентрації гідроксид-іонів. Якщо до води добавити розчин якої-небудь кислоти, тобто ввести додаткову кількість іонів Гідрогену, то стан іонної рівноваги води порушиться. Збільшення концентрації іонів Гідрогену веде до відповідного зменшення концентрації гідроксид-іонів; добуток же цих концентрацій залишається сталою величиною. Так, в 0,001 М розчині хлоридної кисло­ти концентрація іонів Гідрогену дорівнює загальній кон­центрації кислоти (α→1), тобто [Н⁺] = 1·10^-3 моль/дм³. Концентрацію гідроксид-іонів можна обчислити за рівнян­ням:

У розчинах лугів концентрація іонів Гідрогену значно менша від концентрації гідроксид-іонів. У 0,001 М розчині їдкого натру (α→1) концентрація гідроксид-іонів дорів­нює [ОН^¯] = 1 ·10^-3 моль/дм³. Тоді концентрація іонів Гідрогену буде 1 ·10^-11 моль/дм³.

     Таким чином, у нейтральному середовищі: [Н⁺] = [ОН^¯] = 1·10 ^-7 моль/дм³; у кислому середовищі: [Н⁺ ] > [ОНˉ], тобто 1 · 10^-6, 1 · 10^-5, 1 · 10^-4, 1 · 10^-3 ... моль/дм³. У лужних розчинах концентрації іонів Гідрогену менше за 1 · 10^-7 моль/дм³, тобто [Н⁺] = 1 · 10^-8, 1 · 10^-9, 1 · 10^-10, 1 · 10^-11, 1 · 10^-12 ...моль/дм³.

      Значно зручніше оперувати не концентрацією гідроген-іонів, яка виражається малим дробовим числом, а показ­ником ступеня концентрації іонів Гідрогену. На початку XX ст. було запропоновано концентрацію іонів Гідрогену виражати за степеневим показником, тобто як логарифм концентрації іонів Гідрогену, узятий з оберненим знаком, і позначати символом рН (так званий водневий показник):   рН = -lg[Н⁺].

        Аналогічно вміст гідроксид-іонів виражають через по­казник степеня концентрації гідроксид-іонів - рОН: рОН = -lg[ОН^ˉ].

Водні розчини бувають кислі, нейтральні, лужні.

Для нейтрального водного розчину [Н⁺]=1·10 ^-7 моль/дм³, pН =-lg1·10^-7= 7.

Для кислого - [Н⁺] > 1·10 ^-7 моль/дм³ (1 · 10^-6, 1 · 10^-5, 1 · 10^-4 тощо), рН = 6, 5, 4, 3, 2, 1, 0.

Для лужного розчину [Н⁺] < 1·10 ^-7 моль/дм³ ( 1 · 10^-8, 1 · 10^-9, 1 · 10^-10 тощо), рН = 8, 9, 10, 11, 12, 13, 14.

Розглянемо приклади обчислення рН розчинів сильних кислот і сильних основ.

Гідроліз солей

     Гідроліз солей – це процес обмінної взаємодії іонів солі з водою, що приводить до утворення малодисоційованих продуктів і супроводжується зміною рН середовища.

Катіони Кⁿ⁺¹ зв'язуються у розчині з молекулами води, що їх гідратують, донорно-акцепторним зв'язком; донором є атоми Оксигену (вони мають дві неподілені пари елект­ронів), акцептором — катіони, що мають вільні валентні орбіталі. Чим більший заряд іона і чим менший його розмір, тим більшою буде поляризаційна дія на молекули води.

Аніони А^n- зв'язуються з молекулами H₂О водневим зв'язком. Якщо аніон має малий радіус і значний заряд, він може відірвати протон від молекули води — водневий зв'язок стає ковалентним, аніон увійде до складу молеку­ли кислоти (або аніона типу НS^‾, НСО₃‾ тощо).

Залежно від сили впливу поляризації Кⁿ⁺ і А^n- на мо­лекули Н₂О результати будуть різними.

Ступінь поляризації гідратованих молекул води залежить від напруги електричного поля, в якому вони розміщують­ся навколо іона. Енергія зв'язку катіонів (Na⁺ , К⁺ та ін.) високоактивних металів з іонами ОН‾ та аніонів (NO₃^‾, Сl‾, I‾ та ін.) сильних кислот з іонами Н⁺ менша від енергії зв'язку Н⁺ і ОН‾ в молекулах води. Тому гідрата­ція таких іонів солі обмежується тільки деформацією диполей молекул води без розщеплення на іони Н⁺ і ОН‾ . Катіони (NН₄, А1³⁺, Ві³⁺ та ін.) слабких основ і аніони (СО₃^-2, СN^-, S^2- та ін.) слабких кислот, які утворюють розчинні солі, можуть розщеплювати молекули гідратованої води. При цьому відбувається хімічна реакція — катіо­ни зв'язують іони ОН‾ води і виштовхують іони Н⁺ в розчин, а аніони – навпаки. В результаті гідролізу можуть утворюватися молекули слабких кислот і основ, аніони кислих солей або катіони основних солей. У більшості випадків гідроліз є оборотним процесом. При підвищенні температури і розведенні гідроліз посилюється. До реакції гідролізу вступають тільки ті солі, до складу яких входять іони слабкої кислоти або слабкої основи.

Солі, що складаються з аніонів сильних кислот та ка­-
тіонів сильних основ (NaСl, KNO₃, Na₂SО₄, Ва(СlO₄)₂ та ін.)
при розчиненні у воді не гідролізують.

Солі, утворені аніонами слабких кислот і катіонами
сильних основ, легко гідролізують, в результаті чого утво­ рюються вільні гідроксид-іони.

       Розчини таких солей мають слабколужну реакцію. За вели­чиною рН можна зробити висновок про ступінь гідролі­зу. Під час гідролізу цих солей солі одноосновних кислот розкладаються з утворенням кислоти, а солі багатоосновних кислот утворюють кислі солі. Наприклад, гідроліз натрій аце­тату відбувається за таким рівнянням:

СН₃СООNa + НОН ↔ NаОН + СН₃СООН,

або в іонному вигляді:

СН₃СОО ^‾ + Na⁺ +НОН ↔ Na⁺+OH^‾ + СН₃СООН

Після скорочення іонів Na⁺ в обох частинах рівняння воно матиме такий вигляд:

СН₃СОО ^‾ + НОН ↔ OH^‾ + СН₃СООН

Таким чином, іони СН₃СОО^‾, як іони слабкої кислоти, взаємодіють з водою, відтягуючи від неї іон Гідрогену, і утворюють малодисоційовану ацетатну кислоту збільшуючи цим концентрацію гідроксид-іонів. Це й зумовлює гідроліз натрій ацетату і лужність розчину. Гідроліз натрій карбонату відбувається за таким рівнянням:

        Na₂СО₃ + НОН ↔ NаОН + NаНСО₃,

в іонному вигляді:

2Nа⁺ + СО₃^2- + НОН ↔Nа⁺ + ОН^‾ + Nа⁺ + НСО₃‾ ,

тобто

                 СО₃^2- + НОН ↔ НСО₃^-+OH^‾,

Таким чином, рН водного розчину солі слабкої кислоти і сильної основи буде більше 7, тобто середовище лужне.

 Солі, що складаються з катіонів слабких основ і аніонів сильних кислот, гідролізують з утворенням основ (одно кислотних) або основних солей.

 Наприклад, амоній хлорид гідролізує за такою схемою:

NH₄Cl + НОН ↔ NH₄OH + HCl,

або в іонному вигляді:

         NH₄⁺+Cl ‾ + НОН ↔ NH₄OH + H⁺ + Cl‾,

тобто

NН₄⁺  + НОН ↔ NН₄ОН + Н⁺

Причиною гідролізу є наявність у розчині катіонів слабкої основи, які мають велике споріднення до гідроксид-іонів. Під час реакції утворюється слабка основа і вивільнюються іони Гідрогену, які й зумовлюють кислу реакцію розчину: рН розчину солі слабкої основи і сильної кислоти буде тим меншим, чим слабша основа і більша концентрація солі.

У випадку багатовалентних катіонів гідроліз солей майже повністю припиняється на перших стадіях з утворен ням основних солей. Наприклад:

СuСl₂ + НОН ↔ Сu(ОН)Сl + НСl,

тобто

Сu²⁺ + 2Сl‾ + НОН ↔ Сu(ОН)⁺ + Сl‾ + Н⁺ + Сl‾,

або

Сu²⁺ + НОН↔ Сu(ОН)⁺ + Н⁺

Отже, рН водного розчину солі слабкої основи і сильної кислоти буде менше 7.

 Для солей слабких кислот і слабких основ характерний двосторонній гідроліз: з водою реагують і катіони, і аніони солі, які одночасно зв’язують іон Н ⁺ і ОН^-.

Реакція гідролізу амоній ацетату відбувається за такою схемою:

СН₃СООNН₄ + НОН → СН₃СООН + NН₄ОН,

в іонному вигляді:

СН₃СОО¯+ NН₄⁺ + НОН → СН₃СООН + NН₄ОН.

I катіони, і аніони реагують з водою. Реакція розчинів таких солей залежить від відносної сили кислоти і основи, які утворились, і частіше близькі до нейтральної.

Амоній ацетат має нейтральну реакцію, бо ацетатна кис­лота і амоній гідроксид дисоціюють майже однаково. А такі солі як Fe₂S₃, AI₂(CO₃)₃, як правило, у водних розчинах не існують – вони повністю гідролізовані.

 

---

Дата добавления: 2018-09-20; просмотров: 343; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!