Залежно від ступеня дисоціації розрізняють електроліти сильні та слабкі. К - константа дисоціації, яка залежить від температури та природи електроліту та розчинника, але не залежить від концентрації електроліту. Реакції між іонами в розчинах електролітів йдуть практично до кінця у бік утворення опадів, газів та слабких електролітів.

Електроліт - речовина, яка проводить електричний струмвнаслідок дисоціації на іони, що відбувається в розчинах та розплавах, або руху іонів у кристалічних ґратахтвердих електролітів. Прикладами електролітів можуть бути водні розчини кислот, солей і основ і деякі кристали (наприклад, йодид срібла, діоксид цирконію).

Як визначити сильні та слабкі електроліти

Одночасно в електроліті протікають процеси асоціації іонів у молекули. Для кількісної характеристики електролітичної дисоціаціїбуло запроваджено поняття ступеня дисоціації. Найчастіше мають на увазі водний розчин, що містить ті чи інші іони (напр., «всмоктування електролітів» у кишечнику). Багатокомпонентний розчин для електроосадження металів, а також травлення та ін (технічний термін, наприклад електроліт золочення).

Основним об'єктом дослідження та розробки в гальванотехніці є електроліти для обробки поверхні та нанесення на неї покриттів. При хімічному травленні металів назви електролітів визначається назвою основних кислот або лугів, що сприяють розчиненню металу. Так формується групова назва електролітів. Іноді різниця (особливо у величині поляризуемості) між електролітами різних груп нівелюється добавками, що містяться в електролітах.

Електроліти та електролітична дисоціація

Тому така назва не може бути класифікаційною (тобто груповою), а має бути додатковим підгруповим найменуванням електроліту. Якщо щільність електроліту в усіх осередках акумулятора нормальна або близька до норми (1,25-1,28 г/см3), а НРЦ не нижче 12,5, необхідно перевірити на обрив ланцюга всередині акумулятора. При низькій щільності електроліту у всіх осередках батарею слід зарядити до стабілізації щільності.

У техніці[ред.

При переході від одного стану в інший, показники напруги та щільності електроліту лінійно змінюються у певних межах (рис.4 та табл.1). Чим глибше відбувається розряд акумулятора, тим нижче щільність електроліту. Відповідно, обсяг електроліту містить кількість сірчаної кислоти, необхідне для повного використання в реакції активної речовини пластин.

Іонна провідність властива багатьом хімічним сполукам, що мають іонну будову, наприклад солей у твердому або розплавленому станах, а також багатьом водним і неводним розчинам. Під електролітичною дисоціацією розуміється розпад молекул електроліту в розчині з утворенням позитивно та негативно заряджених іонів – катіонів та аніонів. Ступінь дисоціації часто виражають у відсотках. Це тим, що концентрації металевих міді і срібла введені в константу рівноваги.

Пояснюється це тим, що концентрація води під час реакцій у водяних розчинах змінюється дуже незначно. Тому приймається, що концентрація залишається постійною і вводиться до константи рівноваги. Оскільки електроліти у розчинах утворюють іони, то відображення сутності реакцій часто використовують звані іонні рівняння реакцій.

Термін електроліт широко використовується в біології та медицині. Процес розпаду молекул у розчині чи розплаві електроліту на іони називається електролітичною дисоціацією. Тому в електролітах дисоційована певна частка молекул речовини. Між цими двома групами точної межі немає, одна й та сама речовина може в одному розчиннику виявляти властивості сильного електроліту, а в іншому - слабкого.

Електроліти – це речовини, сплави речовин або розчини, які мають здатність електролітично проводити гальванічний струм. Визначити, яких електролітів належить речовина, можна застосовуючи теорію електролітичної дисоціації.

Інструкція

• Суть цієї теорії полягає в тому, що при розплавленні (розчиненні у воді) практично всі електроліти розкладаються на іони, які бувають як позитивно, так і негативно заряджені (що називається електролітичною дисоціацією). Під впливом електричного струму негативні (аніони «-») рухаються до анода (+), а позитивно заряджені (катіони, «+»), рухаються до катода (-). Електролітична дисоціація – це оборотний процес (зворотний процес зветься «моляризація»).
• Ступінь (a) електролітичної дисоціації залежить від природи самого електроліту, розчинника, та від їх концентрації. Це відношення числа молекул (n), які розпалися на іони до загальному числувведених у розчин молекул (N). Отримуєте: a = n/N
• Таким чином, сильні електроліти- Речовини, що повністю розпадаються на іони при розчиненні у воді. До сильних електролітів, як правило, відносяться речовини з сильнополярними або іонними зв'язками: це солі, які добре розчиняються, сильні кислоти (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), а також сильні основи (KOH, NaOH, RbOH, Ba (OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). У сильному електроліті речовина, розчинена у ньому, перебуває здебільшого як іонів (аніонів і катіонів); молекул, які недисоційовані – практично немає.
• Слабкі електроліти – такі речовини, які дисоціюють на іони лише частково. Слабкі електроліти разом з іонами в розчині містять недисоційовані молекули. Слабкі електроліти не дають у розчині сильної концентрації іонів.
  - органічні кислоти(майже всі) (C2H5COOH, CH3COOH та ін.);
  - деякі з неорганічних кислот (H2S, H2CO3 та ін.);
  - практично всі солі, малорозчинні у воді, гідроксид амонію, а також всі основи (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
  - вода. Вони практично не проводять електричний струм, або проводять, але погано.

Електроліти – це речовини, метали речовин чи розчини, які мають можливість електролітично проводити електричний струм. Визначити, до яких електролітів належить речовина, можна застосовуючи теорію електролітичної дисоціації.

Інструкція

1. Суть цієї теорії полягає в тому, що при розплавленні (розчиненні у воді) практично всі електроліти розкладаються на іони, які бувають як позитивно, так і негативно заряджені (що називається електролітичною дисоціацією). Під впливом електричного струму негативні (аніони «-») рухаються до анода (+), а позитивно заряджені (катіони, «+»), рухаються до катода (-). Електролітична дисоціація – це оборотний процес (зворотний процес має назву «моляризація»).

2. Ступінь (a) електролітичної дисоціації залежить від природи самого електроліту, розчинника, та від їх концентрації. Це відношення числа молекул (n), які розпалися на іони до загального числа введених у розчин молекул (N). Отримуєте: a = n/N

3. Таким чином, потужні електроліти - речовини, що повністю розпадаються на іони при розчиненні у воді. До міцних електролітів, як водиться, відносяться речовини з сильнополярними або іонними зв'язками: це солі, які добре розчиняються, міцні кислоти (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), а також потужні основи (KOH, NaOH, RbOH, Ba (OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). У міцному електроліті речовина, розчинена у ньому, перебуває здебільшого як іонів (аніонів і катіонів); молекул, які недисоційовані – фактично немає.

4. Слабкі електроліти – такі речовини, які дисоціюють на іони лише частково. Слабкі електроліти разом з іонами в розчині містять недисоційовані молекули. Слабкі електроліти не дають в розчині міцної концентрації іонів. у воді, гідроксид амонію, а також всі підстави (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH); - вода. Вони фактично не проводять електричний струм, або проводять, але погано.

Міцна основа – неорганічна хімічна сполука, утворена гідроксильною групою -ОН і лужною (елементи I групи періодичної системи: Li, K, Na, RB, Cs) або лужноземельним металом (елементи II групи Ba, Ca). Записуються у вигляді формул LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Са(ОН)?, В(ОН)?.

Вам знадобиться

• випарна чашка
• пальник
• індикатори
• металевий стрижень
• Н?РВ?

Інструкція

1. Потужні основи виявляють Хімічні властивостіхарактерні для всіх гідроксидів. Присутність лугів у розчині визначається зміною забарвлення індикатора. До проби з досліджуваним розчином додайте метилоранж, фенолфталеїн або опустіть лакмусовий папірець. Метилоранж дає жовте забарвлення, фенолфталеїн – пурпурове, а лакмусовий папір фарбується в синій колір. Чим міцніша основа, тим більш насиченим забарвлюється індикатор.

2. Якщо потрібно дізнатися, які саме луги вам представлені, то проведіть добротний огляд розчинів. Особливо поширені потужні основи – гідроксиди літію, калію, натрію, барію та кальцію. Підстави вступають у реакцію з кислотами (реакції нейтралізації) з утворенням солі та води. У цьому можна виділити Са(ОН) ?,(ОН) ? та LiOH. При взаємодії з ортофосфорною кислотою утворюються нерозчинні опади. Інші гідроксиди опадів не дадуть, т.к. всі солі До і Na розчинні.3 Са(ОН)? + 2 Н?РО? -? Ca?(PO?)??+ 6 H?О3 (ВІН)? +2 Н?РО? -? (PO?)?? + 6 H?О3 LiOH + Н?РО? -? Li?РО?? + 3 H?Процідіть їх і висушіть. Внесіть висушені опади у полум'я пальника. По зміні забарвлення полум'я можна чітко визначити іони літію, кальцію і барію. Відповідно ви визначите де який гідроксид. Солі літію фарбують полум'я пальника в карміново-червоний колір. Солі барію – у зелений, а солі кальцію – у червоний.

3. луги, Що Залишилися, утворюють розчинні ортофосфати.3 NaOH + Н?РО?–? Na?РО? + 3 H?О3 KOH + Н?РО?–? K?РО? + 3 H?ВОН необхідно випарувати воду до сухого залишку. Випарені солі на металевому стрижніпочергово внесіть у полум'я пальника. Там, де знаходиться сіль натрію - полум'я пофарбується в ясно- жовтий колір, А ортофосфат калію – у рожево-фіолетовий. Таким чином маючи найменший комплектобладнання та реактивів ви визначили всі дані вам потужні підстави.

Електроліт – речовина, що у твердому стані є діелектриком, тобто проводить електричного струму, втім, в розчиненому чи розплавленому вигляді стає провідником. Чому відбувається така різка зміна властивостей? Справа в тому, що молекули електроліту в розчинах або розплавах дисоціюють на позитивно заряджені та негативно заряджені іони, внаслідок чого ці речовини в такому агрегатному стані здатні проводити електричний струм. Електролітичними властивостями має безліч солей, кислот, основ.

Інструкція

1. Чи все електролітиідентичні за силою, тобто є класними провідниками струму? Ні, тому що багато речовини в розчинах або розплавах дисоціюють лише малою мірою. Отже електролітиподіляються на міцні, середньої силита слабкі.

2. Які речовини належать до потужних електролітів? Такі речовини, в розчинах чи розплавах яких дисоціації піддаються практично 100% молекул, причому незалежно від концентрації розчину. До переліку міцних електролітів входить безліч розчинних лугів, солей і деякі кислоти, такі як соляна, бромиста, йодиста, азотна і т.д.

3. Чим відрізняються від них електролітисередньої сили? Тим, що вони дисоціюють значно меншою мірою (на іони розпадаються від 3% до 30% молекул). Типові представникитаких електролітів – сірчана та ортофосфорна кислоти.

4. А як поводяться в розчинах чи розплавах слабкі електроліти? По-перше, вони дисоціюють дуже мало (не більше 3% від загального числа молекул), по-друге, їх дисоціація йде тим поганіше і неквапливіше, чим вище насиченість розчину. До таких електролітів належать, скажімо, нашатирний спирт(гідроксід амонію), безліч органічних і неорганічних кислот (включаючи плавикову – HF) і, зрозуміло, кожним нам знайома вода. Від того, що лише шкода мала частка її молекул розпадається на водень-іони та гідроксил-іони.

5. Запам'ятайте, що ступінь дисоціації і, відповідно, сила електроліту залежить від багатьох факторів: природи самого електроліту, розчинника, температури. Отже саме цей розподіл у знаменитій мірі умовний. Чай одна і та ж речовина може при різних умовахбути і сильним електролітом, і слабким. Для оцінки сили електроліту було запроваджено особлива величина – константа дисоціації, обумовлена ​​з урахуванням закону діючих мас. Але вона застосовна лише до слабких електролітів; потужні електролітизакону чинних мас не підкоряються.

Солі– це хімічні речовини, що складаються з катіону, тобто позитивно зарядженого іону, металу та негативно зарядженого аніону – кислотного залишку. Типів солей багато: типові, кислі, основні, подвійні, змішані, гідратні, комплексні. Це залежить від складів катіону та аніону. Як можна визначити основасолі?

Інструкція

1. Припустимо, у вас є чотири ідентичні ємності з пекучими розчинами. Ви знаєте, що це – розчини вуглекислого літію, вуглекислого натрію, вуглекислого калію та вуглекислого барію. Ваше завдання: визначити, яка сіль міститься у всій ємності.

2. Пригадайте фізичні та хімічні властивості сполук цих металів. Літій, натрій, калій – лужні метали першої групи, їх властивості дуже схожі, активність посилюється від літію до калію. Барій – лужноземельний метал 2-ї групи. Його вуглекисла сіль чудово розчиняється в гарячій воді, але погано розчиняється в холодній. Стоп! Ось і перша можливість відразу визначити, в якій ємності міститься вуглекислий барій.

3. Охолодіть ємності, скажімо, розмістивши в посудину з льодом. Три розчини залишаться прозорими, а четвертий стрімко помутніє, почне випадати білий осад. Ось у ньому і знаходиться сіль барію. Відкладіть цю ємність убік.

4. Можна швидко визначити вуглекислий барій та іншим способом. По черзі відливайте трохи розчину в іншу ємність з розчином якоїсь сірчанокислої солі (скажімо, сульфату натрію). Тільки іони барію, зв'язуючись із сульфат-іонами, миттю утворюють щільний білий осад.

5. Виходить, вуглекислий барій ви визначили. Але як вам розрізнити солі трьох лужних металів? Це досить легко зробити, вам знадобляться фарфорові чашки для випарювання та спиртування.

6. Відлийте невелику кількість всього розчину в окрему порцелянову чашку і випаруйте воду на вогні спиртування. Утворюються дрібні кристалики. Внесіть їх у полум'я спиртівки або пальника Бунзена – за допомогою сталевого пінцету, або порцелянової ложечки. Ваше завдання - помітити колір запаленого "язичка" полум'я. Якщо це сіль літію – колір буде ясно-червоним. Натрій забарвить полум'я у інтенсивний жовтий колір, а калій – у пурпурово-фіолетовий. До речі, якби так само випробували сіль барію – колір полум'я мав бути зеленим.

Корисна порада
Один відомий хімік у молодості приблизно так само викрив жадібну господиню пансіону. Він посипав залишки недоїденої страви хлористим літієм – речовиною, безумовно невинною у дрібних числах. Наступного дня за обідом скибочка м'яса з поданої до столу страви була спалена перед спектроскопом – і мешканці пансіону побачили ясно-червону смугу. Хазяйка готувала їжу зі вчорашніх залишків.

Зверніть увагу!
Щоправда чиста водапроводить електричний струм дуже погано, вона все-таки має вимірну електричну провідність, яка пояснюється тим, що вода трошки дисоціює на гідроксид-іони та іони водню.

Корисна порада
Безліч електролітів - речовини ворожі, тому при роботі з ними будьте гранично обережні і дотримуйтесь правил техніки безпеки.

1. ЕЛЕКТРОЛІТИ

1.1. Електролітична дисоціація. Ступінь дисоціації. Сила електролітів

Відповідно до теорії електролітичної дисоціації, солі, кислоти, гідроксиди, розчиняючись у питній воді, повністю чи частково розпадаються на самостійні частки – іони.

Процес розпаду молекул речовин на іони під дією полярних молекул розчинника називають електролітичною дисоціацією. Речовини, що дисоціюють на іони в розчинах, називають електролітами.Через війну розчин набуває здатність проводити електричний струм, т.к. у ньому з'являються рухливі носії електричного заряду. Відповідно до цієї теорії, при розчиненні у воді електроліти розпадаються (дисоціюють) на позитивно та негативно заряджені іони. Позитивно заряджені іони називають катіонами; до них відносяться, наприклад, іони водню та металів. Негативно заряджені іони називаються аніонами; до них належать іони кислотних залишківта гідроксид-іони.

Для кількісної характеристики процесу дисоціації запроваджено поняття ступеня дисоціації. Ступенем дисоціації електроліту (α) називається відношення числа його молекул, що розпалися в даному розчині на іони ( n ), до загального числа його молекул у розчині ( N), або

α = .

Ступінь електролітичної дисоціації прийнято виражати або у частках одиниці, або у відсотках.

Електроліти зі ступенем дисоціації більше 0,3 (30%) зазвичай називають сильними, зі ступенем дисоціації від 0,03 (3%) до 0,3 (30%)-середніми, менше 0,03 (3%)-слабкими електролітами. Так, для 0,1 M розчину CH 3 COOH α = 0,013 (або 1,3%). Отже, оцтова кислота є слабким електролітом. Ступінь дисоціації вказує, яка частина розчинених молекул речовини розпалася на іони. Ступінь електролітичної дисоціації електроліту у водних розчинах залежить від природи електроліту, його концентрації та температури.

За своєю природою електроліти можна умовно поділити на дві великі групи: сильні та слабкі. Сильні електролітидисоціюють практично повністю (? = 1).

До сильних електролітів належать:

1) кислоти (H 2 SO 4 , HCl , HNO 3 , HBr , HI , HClO 4 , H М nO 4 );

2) основи – гідроксиди металів першої групи головної підгрупи (луги) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , а також гідроксиди лужноземельних металів – Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2;.

3) солі, розчинні у питній воді (див. таблицю розчинності).

Слабкі електроліти дисоціюють на іони дуже мало, в розчинах вони знаходяться, в основному в недисоційованому стані (у молекулярній формі). Для слабких електролітів встановлюється рівновага між недисоційованими молекулами та іонами.

До слабких електролітів належать:

1) неорганічні кислоти ( H 2 CO 3 , H 2 S , HNO 2 , H 2 SO 3 , HCN , H 3 PO 4 , H 2 SiO 3 , HCNS , HСlO та ін);

2) вода (H 2 O);

3) гідроксид амонію ( NH 4 OH);

4) більшість органічних кислот

(наприклад, оцтова CH 3 COOH, мурашина HCOOH);

5) нерозчинні та малорозчинні солі та гідроксиди деяких металів (див. таблицю розчинності).

Процес електролітичної дисоціаціїзображують, користуючись хімічними рівняннями. Наприклад, дисоціація соляної кислоти (НС l ) записується наступним чином:

HCl → H + + Cl – .

Підстави дисоціюють з утворенням катіонів металу та гідроксид-іонів. Наприклад, дисоціація КОН

КОН → К + + ВІН -.

Багатоосновні кислоти, а також основи багатовалентних металів дисоціюють східчасто. Наприклад,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H++ CO 3 2– .

Перша рівновага - дисоціація по першому ступеню - характеризується константою

.

Для дисоціації по другому ступеню:

.

В разі вугільної кислотиконстанти дисоціації мають такі значення: K I = 4,3× 10 -7 , K II = 5,6 × 10 -11. Для ступінчастої дисоціації завжди K I > K II > K III >... , т.к. енергія, яку потрібно витратити для відриву іона, мінімальна при відриві його від нейтральної молекули.

Середні (нормальні) солі, розчинні у воді, дисоціюють з утворенням позитивно заряджених іонів металу та негативно заряджених іонів кислотного залишку

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2– .

Кислі солі (гідросолі) - електроліти, що містять в аніоні водень, здатний відщеплюватися у вигляді іону водню Н +. Кислі солі розглядають як продукт, що виходить із багатоосновних кислот, у яких не всі атоми водню заміщені на метал. Дисоціація кислих солей відбувається по сходах, наприклад:

KHCO 3 → K++ HCO 3 – (перший ступінь)

Величина a виявляється у частках одиниці чи % і залежить від природи електроліту, розчинника, температури, концентрації та складу розчину.

Особливу роль грає розчинник: часом при переході від водних розчинів до органічних розчинників ступінь дисоціації електролітів може різко зрости чи зменшитися. Надалі, за відсутності спеціальних вказівок, вважатимемо, що розчинником є ​​вода.

За ступенем дисоціації електроліти умовно поділяють на сильні(a > 30%), середні (3% < a < 30%) и слабкі(a< 3%).

До сильних електролітів відносять:

1) деякі неорганічні кислоти (HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 та ряд інших);

2) гідроксиди лужних (Li, Na, K, Rb, Cs) та лужноземельних (Ca, Sr, Ba) металів;

3) майже всі розчинні солі.

До електролітів середньої сили відносять Mg(OH) 2 , H 3 PO 4 , HCOOH, H 2 SO 3 HF і деякі інші.

Слабкими електролітами вважають усі карбонові кислоти(крім HCOOH) та гідратовані форми аліфатичних та ароматичних амінів. Слабкими електролітами є також багато неорганічні кислоти (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 та ін) і основи (NH 3 ∙ H 2 O).

Незважаючи на деякі збіги, загалом не слід ототожнювати розчинність речовини з її ступенем дисоціації. Так, оцтова кислота і етиловий спирт необмежено розчиняються у воді, але в той же час перша речовина є слабким електролітом, а друга - неелектроліт.

Кислоти та основи

Незважаючи на те, що поняття «кислота» та «основа» широко використовуються для опису хімічних процесів, єдиного підходу до класифікації речовин з точки зору віднесення їх до кислот або основ немає. Існуючі нині теорії ( іоннатеорія С. Арреніуса, протолітичнатеорія І. Бренстеда та Т. Лоуріі електроннатеорія Г. Льюїса) мають певні обмеження і, таким чином, застосовні лише у окремих випадках. Зупинимося докладніше кожної з цих теорій.

Теорія Арреніуса.

В іонній теорії Арреніуса поняття «кислота» та «основа» тісно пов'язані з процесом електролітичної дисоціації:

Кислотою є електроліт, що дисоціює у розчинах з утворенням іонів Н + ;

Підставою є електроліт, що дисоціює у розчинах з утворенням іонів ВІН - ;

Амфолітом (амфотерним електролітом) є електроліт, що дисоціює у розчинах з утворенням як іонів Н + , так і іонів ВІН - .

Наприклад:

НА ⇄ Н + + А - nH + + MeO n n - ⇄ Ме(ОН) n ⇄ Ме n + + nВІН -

Відповідно до іонної теорії кислотами можуть бути як нейтральні молекули, так і іони, наприклад:

HF ⇄ H + + F -

H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -

NH 4 + ⇄ H + + NH 3

Аналогічні приклади можна навести і для основ:

КОН К + + ВІН -

- ⇄ Al(OH) 3 + ВІН -

+ ⇄ Fe 2+ + ВІН -

До амфолітів відносять гідроксиди цинку, алюмінію, хрому та деякі інші, а також амінокислоти, білки, нуклеїнові кислоти.

В цілому, кислотно-основна взаємодія в розчині зводиться до реакції нейтралізації:

H + + ВІН - H 2 O

Однак ряд експериментальних даних показує обмеженість іонної теорії. Так, аміак, органічні аміни, оксиди металів типу Na 2 O, СаО, аніони слабких кислот тощо. без води виявляють властивості типових основ, хоча не мають у своєму складі гідроксид-іонів.

З іншого боку, багато оксидів (SO 2 , SO 3 , Р 2 Про 5 і т.д.), галогеніди, галогенангідриди кислот, не маючи у своєму складі іонів водню, навіть без води виявляють кислотні властивості, тобто. нейтралізують основи.

Крім того, поведінка електроліту у водному розчині та в неводному середовищі може бути протилежною.

Так, CH 3 COOH у воді є слабкою кислотою:

CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H + ,

а в рідкому фтороводороді виявляє властивості основи:

HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -

Дослідження подібних типів реакцій і особливо реакцій, що протікають у неводних розчинниках, призвели до створення більш загальних теорій кислот та основ.

Теорія Бренстеда та Лоурі.

Подальшим розвиткомтеорії кислот та основ з'явилася запропонована І. Бренстедом та Т. Лоурі протолітична (протонна) теорія. Відповідно до цієї теорії:

Кислотою називають будь-яку речовину, молекули (або іони) якої здатні віддавати протон, тобто. бути донором протону;

Підставою називають будь-яку речовину, молекули (чи іони) якої здатні приєднувати протон, тобто. бути акцептором протону;

Таким чином, поняття основи значно розширюється, що підтверджується такими реакціями:

ВІН - + Н + Н 2 О

NH 3 + H + NH 4 +

H 2 N-NH 3 + + H + H 3 N + -NH 3 +

За теорією І. Бренстеда і Т. Лоурі кислота і основа складають сполучену пару і пов'язані рівновагою:

КИСЛОТА ⇄ ПРОТОН + ПІДСТАВА

Оскільки реакція перенесення протона (протолітична реакція) оборотна, причому у зворотному процесі теж передається протон, то продукти реакції є один до одного кислотою і основою. Це можна записати у вигляді рівноважного процесу:

НА + В ⇄ ВН + + А - ,

де НА - кислота, В - основа, ВН + - кислота, пов'язана з основою, А - - основа, пов'язана з кислотою НА.

приклади.

1) у реакції:

HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2 O,

HCl і H 2 O - кислоти, Cl - і OH - - відповідні пов'язані з ними основи;

2) у реакції:

HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O + ,

HSO 4 - і H 3 O + - кислоти, SO 4 2 - і H 2 O - основи;

3) у реакції:

NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3 ,

NH 4 + – кислота, NH 2 - – основа, а NH 3 виступає у ролі як кислоти (одна молекула), і підстави (інша молекула), тобто. демонструє ознаки амфотерності – здатності виявляти властивості кислоти та основи.

Таку здатність має і вода:

2Н 2 О ⇄ Н 3 О + + ВІН -

Тут одна молекула Н 2 Про приєднує протон (основа), утворюючи сполучену кислоту - іон гідроксонію Н 3 О + , інша віддає протон (кислота), утворюючи сполучену основу ВІН - . Цей процес називається автопротолізом.

З наведених прикладів видно, що на відміну від уявлень Арреніуса, теорії Бренстеда і Лоурі реакції кислот з основами не призводять до взаємної нейтралізації, а супроводжуються утворенням нових кислот і основ.

Необхідно також відзначити, що протолітична теорія розглядає поняття «кислота» і «основа» не як властивість, але як функцію, яку виконує з'єднання, що розглядається, в протолітичній реакції. Одна й та сама сполука може в одних умовах реагувати як кислота, в інших – як основа. Так, у водному розчині СН 3 СООН виявляє властивості кислоти, а в 100%-й H 2 SO 4 - основи.

Однак, незважаючи на свої переваги, протолітична теорія, як і теорія Арреніуса, не застосовна до речовин, що не містять атомів водню, але водночас виявляють функцію кислоти: галогенідів бору, алюмінію, кремнію, олова.

Теорія Льюїса.

Іншим підходом до класифікації речовин з погляду віднесення їх до кислот і підстав була електронна теорія Льюїса. В рамках електронної теорії:

кислотою називають частинку (молекулу чи іон), здатну приєднувати електронну пару (акцептор електронів);

основою називають частинку (молекулу або іон), здатну віддавати електронну пару (донор електронів).

Згідно з уявленнями Льюїса, кислота та основа взаємодіють один з одним з утворенням донорно-акцепторного зв'язку. Через війну приєднання пари електронів в атома з електронним дефіцитом виникає завершена електронна конфігурація - октет електронів. Наприклад:

Аналогічним чином можна уявити і реакцію між нейтральними молекулами:

Реакція нейтралізації в термінах теорії Льюїса розглядається як приєднання електронної пари гідроксид-іону до іону водню, що надає для розміщення цієї пари вільну орбіталь:

Таким чином, сам протон, який легко приєднує електронну пару, з погляду теорії Льюїса, виконує функцію кислоти. У зв'язку з цим кислоти за Бренстедом можуть розглядатися як продукти реакції між льюїсівськими кислотами та основами. Так, HCl є продуктом нейтралізації кислоти H + основою Cl - , а іон H 3 O + утворюється в результаті нейтралізації кислоти H + основою H 2 O.

Реакції між кислотами та основами Льюїса також ілюструють такі приклади:

До основ Льюїса також відносять галогенід-іони, аміак, аліфатичні та ароматичні аміни, кисневмісні органічні сполуки типу R 2 CO, (де R - органічний радикал).

До кислот Льюїса відносять галогеніди бору, алюмінію, кремнію, олова та інших елементів.

Очевидно, що в теорії Льюїса поняття «кислота» включає ширше коло хімічних сполук. Це тим, що з Льюїсу віднесення речовини до класу кислот обумовлено виключно будовою його молекули, визначальним электронно-акцепторные властивості, і обов'язково пов'язані з наявністю атомів водню. Льюїсівські кислоти, що не містять атомів водню, називають апротонними.

Еталони вирішення завдань

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації Al 2 (SO 4) 3 у воді.

Сульфат алюмінію є сильним електролітом і у водному розчині зазнає повного розпаду на іони. Рівняння дисоціації:

Al 2 (SO 4) 3 + (2x + 3y)H 2 O 2 3+ + 3 2 - ,

або (без урахування процесу гідратації іонів):

Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2 - .

2. Чим є іон HCO 3 – з позицій теорії Бренстеда-Лоурі?

Залежно від умов іон HCO 3 - може віддавати протони:

HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),

так і приєднувати протони:

HCO 3 + H 3 O + H 2 CO 3 + H 2 O (2).

Таким чином, у першому випадку іон HCO 3 є кислотою, у другому - основою, тобто є амфолітом.

3. Визначити, чим із позицій теорії Льюїса є іон Ag + у реакції:

Ag + + 2NH 3 +

У процесі утворення хімічних зв'язків, що протікає за донорно-акцепторним механізмом, іон Ag + , маючи вільну орбіталь, є акцептором електронних пар і таким чином виявляє властивості кислоти Льюїса.

4. Визначити іонну силу розчину в одному літрі якого 0,1 моль KCl і 0,1 моль Na 2 SO 4 .

Дисоціація представлених електролітів протікає відповідно до рівнянь:

Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2 -

Звідси: C(K +) = C(Cl -) = C(KCl) = 0,1 моль/л;

(Na +) = 2×С(Na 2 SO 4) = 0,2 моль/л;

З(SO 4 2 -) = З(Na 2 SO 4) = 0,1 моль/л.

Іонну силу розчину обчислюємо за такою формулою:

5. Визначити концентрацію CuSO 4 у розчині даного електроліту з I= 0,6 моль/л.

Дисоціація CuSO 4 протікає за рівнянням:

CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -

Приймемо С(CuSO 4) за xмоль/л, тоді, відповідно до рівняння реакції, С(Cu 2+) = С(SO 4 2 -) = xмоль/л. У даному випадкувираз для розрахунку іонної сили матиме вигляд:

6. Визначити коефіцієнт активності іона K + у водному розчині KCl із С(KCl) = 0,001 моль/л.

який в даному випадку набуде вигляду:

.

Іонну силу розчину знайдемо за формулою:

7. Визначити коефіцієнт активності іона Fe 2+ у водному розчині, іонна сила якого дорівнює 1.

Відповідно до закону Дебая-Хюккеля:

отже:

8. Визначити константу дисоціації кислоти HA, якщо розчин цієї кислоти з концентрацією 0,1 моль/л a = 24%.

За величиною ступеня дисоціації можна визначити, що ця кислота є електролітом середньої сили. Отже, для розрахунку константи дисоціації кислоти використовуємо закон розведення Оствальда у його повній формі:

9. Визначити концентрацію електроліту, якщо a = 10%, Kд = 10-4.

Із закону розведення Оствальда:

10. Ступінь дисоціації одноосновної кислоти HA не перевищує 1%. (HA) = 6,4 10 - 7 . Визначити ступінь дисоціації HA у її розчині з концентрацією 0,01 моль/л.

За величиною ступеня дисоціації можна визначити, що кислота є слабким електролітом. Це дозволяє використовувати наближену формулу закону розведення Оствальда:

11. Ступінь дисоціації електроліту в його розчині з концентрацією 0,001 моль/л дорівнює 0,009. Визначити константу дисоціації цього електроліту.

З умови завдання видно, що електроліт є слабким (a = 0,9%). Тому:

12. (HNO 2) = 3,35. Порівняти силу HNO 2 з силою одноосновної кислоти HA, ступінь дисоціації якої в розчині з С(HA) = 0,15 моль/л дорівнює 15%.

Розрахуємо (HA), використовуючи повну форму рівняння Оствальда:

Оскільки (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более сильною кислотоюпорівняно з HNO 2 .

13. Є два розчини KCl, що містять при цьому інші іони. Відомо, що іонна сила першого розчину ( I 1) дорівнює 1, а другого ( I 2) становить величину 10 - 2. Порівняти коефіцієнти активності f(K +) у цих розчинах і зробити висновок, як відрізняються властивості цих розчинів від властивостей нескінченно розведених розчинів KCl.

Коефіцієнти активності іонів K+ розрахуємо, використовуючи закон Дебая-Хюккеля:

Коефіцієнт активності f- це міра відхилення у поведінці розчину електроліту даної концентрації з його поведінки при нескінченному розведенні розчину.

Так як f 1 = 0,316 сильніше відхиляється від 1, ніж f 2 = 0,891, то в розчині з більшою іонною силою спостерігається більше відхилення у поведінці розчину KCl від його поведінки при нескінченному розведенні.

Запитання для самоконтролю

1. Що таке електролітична дисоціація?

2. Які речовини називають електролітами та неелектролітами? Наведіть приклади.

3. Що таке ступінь дисоціації?

4. Від яких чинників залежить міра дисоціації?

5. Які електроліти вважаються сильними? Які середні сили? Які слабкі? Наведіть приклади.

6. Що таке константа дисоціації? Від чого залежить та від чого не залежить константа дисоціації?

7. Як пов'язані між собою константа та ступінь дисоціації у бінарних розчинах середніх та слабких електролітів?

8. Чому розчини сильних електролітів у поведінці виявляють відхилення від ідеальності?

9. У чому полягає суть терміна «здається ступінь дисоціації»?

10. Що таке активність іона? Що таке коефіцієнт активності?

11. Як змінюється величина коефіцієнта активності із розведенням (концентруванням) розчину сильного електроліту? Яке граничне значення коефіцієнта активності при нескінченному розведенні розчину?

12. Що таке іонна сила розчину?

13. Як обчислюють коефіцієнт активності? Сформулюйте закон Деба-Хюккеля.

14. У чому суть іонної теорії кислот та основ (теорії Арреніуса)?

15. У чому полягає принципова відмінність протолітичної теорії кислот та основ (теорії Бренстеда та Лоурі) від теорії Арреніуса?

16. Як трактує електронна теорія (теорія Льюїса) поняття «кислота» та «основа»? Наведіть приклади.

Варіанти завдань для самостійного рішення

Варіант №1

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації Fe 2 (SO 4) 3 .

НА + H 2 O ⇄ Н 3 O + + А -.

Варіант №2

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації CuCl2.

2. Визначити, чим з позицій теорії Льюїса є іон S 2 - у реакції:

2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.

3. Обчислити молярну концентрацію електроліту у розчині, якщо a = 0,75%, а = 10 - 5 .

Варіант №3

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації Na 2 SO 4 .

2. Визначити, чим з позицій теорії Льюїса є іон CN - у реакції:

Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 - .

3. Іонна сила розчину CaCl 2 дорівнює 0,3 моль/л. Розрахувати З(CaCl 2).

Варіант №4

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації Ca(OH) 2 .

2. Визначити, чим із позицій теорії Бренстеда є молекула H 2 O у реакції:

H 3 O + ⇄ H + + H 2 O.

3. Іонна сила розчину K 2 SO 4 становить 1,2 моль/л. Розрахувати З(K 2 SO 4).

Варіант №5

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації K 2 SO 3 .

NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .

3. (CH 3 COOH) = 4,74. Порівняти силу CH 3 COOH з силою одноосновної кислоти HA, ступінь дисоціації якої в розчині С(HA) = 3,6×10 - 5 моль/л дорівнює 10%.

Варіант №6

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації K2S.

2. Визначити, чим із позицій теорії Льюїса є молекула AlBr 3 у реакції:

Br - + AlBr 3 ⇄ - .

Варіант №7

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації Fe(NO 3) 2 .

2. Визначити, чим з позицій теорії Льюїса є іон Cl - у реакції:

Cl - + AlCl 3 ⇄ - .

Варіант №8

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації K2MnO4.

2. Визначити, чим з позицій теорії Бренстеда є іон HSO 3 - у реакції:

HSO 3 - + OH - ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.

Варіант №9

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації Al 2 (SO 4) 3 .

2. Визначити, чим із позицій теорії Льюїса є іон Co 3+ у реакції:

Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 - .

3. У 1 л розчину міститься 0,348 г K 2 SO 4 і 0,17 г NaNO 3 . Визначити іонну силу цього розчину.

Варіант №10

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації Ca(NO 3) 2 .

2. Визначити, чим із позицій теорії Бренстеда є молекула H 2 O у реакції:

B + H 2 O ⇄ OH - + BH +.

3. Обчислити концентрацію електроліту у розчині, якщо a = 5%, а = 10 - 5 .

Варіант №11

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації KMnO 4 .

2. Визначити, чим із позицій теорії Льюїса є іон Cu 2+ у реакції:

Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 + .

3. Обчислити коефіцієнт активності іона Cu 2+ у розчині CuSO 4 c (CuSO 4) = 0,016 моль/л.

Варіант №12

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації Na 2 CO 3 .

2. Визначити, чим із позицій теорії Бренстеда є молекула H 2 O у реакції:

K + + xH 2 O ⇄ +.

3. Є два розчини NaCl, що містять інші електроліти. Значення іонної сили цих розчинів відповідно дорівнюють: I 1 = 0,1 моль/л, I 2 = 0,01 моль/л. Порівняти коефіцієнти активності f(Na +) у цих розчинах.

Варіант №13

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації Al(NO 3) 3 .

2. Визначити, чим з позицій теорії Льюїса є молекула RNH 2 реакції:

RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.

3. Порівняти коефіцієнти активності катіонів у розчині, що містить FeSO 4 і KNO 3 за умови, що концентрації електролітів становлять, відповідно, 0,3 і 0,1 моль/л.

Варіант №14

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації K3PO4.

2. Визначити, чим із позицій теорії Бренстеда є іон H 3 O + у реакції:

HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O.

Варіант №15

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації K 2 SO 4 .

2. Визначити, чим з позицій теорії Льюїса є Pb(OH) 2 реакції:

Pb(OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 - .

Варіант №16

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації Ni(NO 3) 2 .

2. Визначити, чим із позицій теорії Бренстеда є іон гідроксонію (H 3 O +) у реакції:

2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 O.

3. Іонна сила розчину, що містить тільки Na 3 PO 4 дорівнює 1,2 моль/л. Визначити концентрацію Na 3 PO 4 .

Варіант №17

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації (NH 4) 2 SO 4 .

2. Визначити, чим із позицій теорії Бренстеда є іон NH 4 + у реакції:

NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O.

3. Іонна сила розчину, що містить одночасно KI і Na 2 SO 4 дорівнює 0,4 моль/л. З(KI) = 0,1 моль/л. Визначити концентрацію Na 2 SO 4 .

Варіант №18

1. Написати рівняння електролітичної дисоціації Cr 2 (SO 4) 3 .

2. Визначити, чим із позицій теорії Бренстеда є молекула білка в реакції:

БЛОК ІНФОРМАЦІЇ

Шкала значень pH

Таблиця 3.Взаємозв'язок концентрацій іонів H + та OH - .

Еталони вирішення завдань

1. Концентрація іонів водню у розчині становить 10 - 3 моль/л. Розрахувати значення pH, pOH та [ОН - ] у даному розчині. Визначити середовище розчину.

Примітка.Для обчислень використовуються співвідношення: lg10 a = a; 10 lg a = а.

Середовище розчину з pH = 3 є кислим, тому що pH< 7.

2. Обчислити рН розчину соляної кислоти з молярною концентрацією 0,002 моль/л.

Так як у розведеному розчині НС1 » 1, а в розчині одноосновної кислоти C(к-ти) = C(к-ти), то можемо записати:

3. До 10 мл розчину оцтової кислоти з C(СН 3 СООН) = 0,01 моль/л додали 90 мл води. Знайти різницю значень pН розчину до і після розведення, якщо (СН 3 СООН) = 1,85×10 - 5 .

1) У вихідному розчині слабкої одноосновної кислоти СН 3 СООН:

Отже:

2) Додавання до 10 мл розчину кислоти 90 мл води відповідає 10-кратному розведенню розчину. Тож.