Zn oh 2 сильный или слабый электролит. Сильные и слабые электролиты
Электролиты - это вещества, сплавы веществ или растворы, которые имеют способность электролитически проводить гальванический ток. Определить, к каким электролитам относится вещество, можно применяя теорию электролитической диссоциации.
Инструкция
- Суть данной теории заключается в том, что при расплавлении (растворении в воде) практически все электролиты раскладываются на ионы, которые бывают как положительно, так и отрицательно заряженные (что и называется электролитической диссоциацией). Под воздействием электрического тока отрицательные (анионы «-») движутся к аноду (+), а положительно заряженные (катионы, «+»), движутся к катоду (-). Электролитическая диссоциация – это обратимый процесс (обратный процесс носит название «моляризация»).
- Степень (a) электролитической диссоциации находится в зависимости от природы самого электролита, растворителя, и от их концентрации. Это отношение числа молекул (n) , которые распались на ионы к общему числу введенных в раствор молекул (N). Получаете: a = n / N
- Таким образом, сильные электролиты - вещества, полностью распадающиеся на ионы при растворении в воде. К сильным электролитам, как правило, относятся вещества с сильнополярными или ионными связями: это соли, которые хорошо растворимы, сильные кислоты (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), а также сильные основания (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). В сильном электролите вещество, растворенное в нем, находится по большей части в виде ионов (анионов и катионов); молекул, которые недиссоциированные - практически нет.
- Слабые электролиты - такие вещества, которые диссоциируют на ионы лишь частично. Слабые электролиты вместе с ионами в растворе содержат молекулы недиссоциированные. Слабые электролиты не дают в растворе сильной концентрации ионов.К слабым относятся:
- органические кислоты (почти все) (C2H5COOH, CH3COOH и пр.);
- некоторые из неорганических кислот (H2S, H2CO3 и пр.);
- практически все соли, малорастворимые в воде, гидроксид аммония, а также все основания (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- вода.Они практически не проводят электрический ток, или проводят, но плохо.
Измерение степени диссоциации различных электролитов показало, что отдельные электролиты при одинаковой нормальной концентрации растворов диссоциируют на ионы весьма различно.
Особенно велика разница в значениях степени диссоциации кислот. Например, азотная и соляная кислоты в 0,1 н. растворах почти полностью распадаются на ионы; угольная же, синильная и другие кислоты диссоциируют при тех же условиях лишь в не-знaчитeльнoй степени.
Из растворимых в воде оснований (щелочей) слабо диссоциирующим является гидрат окиси аммония, остальные щелочи хорошо диссоциируют. Все соли, за небольшим исключением, также хорошо диссоциируют на ионы.
Различие в значениях степени диссоциации отдельных кислот обусловливается характером валентной связи между атомами, образующими их молекулы. Чем более полярна связь между водородом и остальной частью молекулы, тем легче отщепляется , тем сильнее будет диссоциировать кислота.
Электролиты, хорошо диссоциирующие на ионы, получили название сильных электролитов, в отличие от слабых электролитов, образующих в водных растворах лишь незначительное число ионов. Растворы сильных электролитов сохраняют высокую электропроводность даже при очень больших концентрациях. Наоборот, электропроводность растворов слабых электролитов быстро падает с увеличением концентрации. к сильным электролитам относятся такие кислоты, как соляная, азотная, серная и некоторые другие, затем щелочи (кроме NH 4 OH) и почти все соли.
Многоооновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Так, например, молекулы серной кислоты в первую очередь диссоциируют по уравнению
H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 ‘
или точнее:
H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 ‘
Отщепление второго иона водорода по уравнению
HSO 4 ‘ ⇄ H + SO 4 »
или
HSO 4 ‘ + H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 »
идет уже значительно труднее, так как ему приходится преодолевать притяжение со стороны двухзарядного иона SO 4 », который, конечно, притягивает к себе ион водорода сильнее, чем однозарядный ион HSO 4 ‘. Поэтому вторая ступень диссоциации или, как говорят, вторичная диссоциация происходит в гораздо меньшей степени, чем первичная, и в обычных растворах серной кислоты содержится лишь небольшое число ионов SO 4 »
Фосфорная кислота Н 3 РО 4 диссоциирует в три ступени:
H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 ‘
H 2 PO 4 ⇄ H + HPO 4 »
HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »’
Молекулы Н 3 РO 4 сильно диссоциируют на ионы Н и Н 2 РО 4 ‘. Ионы H 2 PO 4 ‘ ведут себя, как более слабая кислота, и диссоциируют на H и HPO 4 » в меньшей степени. Ионы же НРО 4 » диссоциируют, как очень слабая кислота, и почти не дают ионов Н
и PO 4 »’
Основания, содержащие более одной гидроксильной группы в молекуле, тоже диссоциируют ступенчато. Например:
Ва(ОН) 2 ⇄ ВаОН + ОН’
ВаОН ⇄ Ва + ОН’
Что касается солей, нормальные соли всегда диссоциируют на ионы металлов и кислотных остатков. Например:
СаСl 2 ⇄ Сa + 2Сl’ Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + SO 4 »
Кислые соли, подобно многоосновным кислотам, диссоциируют ступенчато. Например:
NaHCO 3 ⇄ Na + НСО 3 ‘
HCO 3 ‘ ⇄ H + CO 3 »
Однако по второй ступени очень мала, так что раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.
Основные соли диссоциируют на ионы основных и кислотных остатков. Например:
Fe(OH)Cl 2 ⇄ FeOH + 2Сl»
Вторичной диссоциации ионов основных остатков на ионы металла и гидроксила почти не происходит.
В табл. 11 приведены числовые значения степени диссоциации некоторых кислот, оснований и солей в 0, 1 н. растворах.
С увеличением концентрации уменьшается. Поэтому в очень концентрированных растворах даже сильные кислоты диссоциированы сравнительно слабо. Для
Таблица 11
Кислот, оснований и солей в 0,1 н. растворах при 18°
Электролит | Формула | Степень диссоциаци и в % |
Кислоты | ||
Соляная | HCl | 92 |
Бромистоводородная | НВr | 92 |
Йодистоводородная | HJ | . 92 |
Азотная | HNO 3 | 92 |
Серная | H 2 SO 4 | 58 |
Сернистая | H 2 SO 3 | 34 |
Фосфорная | H 3 PO 4 | 27 |
Фтористоводородная | HF | 8,5 |
Уксусная | CH 3 COOH | 1,3 |
Уголная | H 2 CO 3 | 0,17 |
Сероводородная | H 2 S | 0,07 |
Синильная | HCN | 0,01 |
Борная | H 3 BO 3 | 0,01 |
Основания | ||
Гидроксид бария | Ва (OH) 2 | 92 |
Едкое кали | кон | 89 |
Едкий натр | NaON | 84 |
Гидроксид аммония | NH 4 OH | 1,3 |
Соли | ||
Хлористый | КСl | 86 |
Хлористый аммоний | NH4Cl | 85 |
Хлористый | NaCl | 84 |
Азотнокислый | KNO 3 | 83 |
AgNO 3 | 81 | |
Уксуснокислый | NaCH 3 COO | 79 |
Хлористый | ZnCl 2 | 73 |
Сернокислый | Na 2 SO 4 | 69 |
Сернокислый | ZnSO 4 | 40 |
Сернокислая |
Диссоциация электролита количественно характеризуется степенью диссоциации. Степень диссоциации a – это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы N дисс. , к общему числу молекул растворенного электролита N :
a =
a – доля молекул электролита, распавшихся на ионы.
Степень диссоциации электролита зависит от многих факторов: природы электролита, природы растворителя, концентрации раствора, температуры.
По способности к диссоциации электролиты условно разделяют на сильные и слабые. Электролиты, которые в растворе существуют только в виде ионов, принято называть сильными . Электролиты, которые в растворенном состоянии находятся частично в виде молекул и частично в виде ионов, называются слабыми .
К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты: H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HI, HClO 4 , гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (см. прил., табл. 6).
Процесс диссоциации сильных электролитов идет до конца:
HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,
и в уравнениях диссоциации ставятся знаки равенства.
Применительно к сильным электролитам понятие «степень диссоциации» носит условный характер. «Кажущаяся» степеньдиссоциации (a каж) ниже истинной (см. прил., табл. 6). С увеличением концентрации сильного электролита в растворе усиливается взаимодействие разноименно заряженных ионов. При достаточном приближении друг к другу они образуют ассоциаты. Ионы в них разделены слоями полярных молекул воды, окружающих каждый ион. Это сказывается на уменьшении электропроводности раствора, т.е. создается эффект неполной диссоциации.
Для учета этого эффекта введен коэффициент активности g, который уменьшается с возрастанием концентрации раствора, изменяясь в пределах от 0 до 1. Для количественного описания свойств растворов сильных электролитов пользуются величиной, называемой активностью (a) .
Под активностью иона понимают ту эффективную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях.
Активность иона (a ) равна его молярной концентрации (С ), умноженной на коэффициент активности (g):
а = gС .
Использование активности вместо концентрации позволяет применять к растворам закономерности, установленные для идеальных растворов.
К слабым электролитам относятся некоторые минеральные (HNO 2 , H 2 SO 3 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, H 3 PO 4) и большинство органических кислот (СН 3 СООН, Н 2 С 2 О 4 и др.), гидроксид аммония NH 4 OH и все малорастворимые в воде основания, органические амины.
Диссоциация слабых электролитов обратима. В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. В соответствующих уравнениях диссоциации ставится знак обратимости («). Например, уравнение диссоциации слабой уксусной кислоты записывается так:
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .
В растворе слабого бинарного электролита (КА ) устанавливается следующее равновесие, характеризуемое константой равновесия, называемой константой диссоциации К д:
КА « К + + А - ,
Если в 1 л раствора растворено С молей электролита КА и степень диссоциации равна a, значит, продиссоциировало aС молей электролита и образовалось каждого иона по aС молей. В недиссоциированном состоянии остается (С – aС ) молей КА .
КА « К + + А - .
С – aС aС aС
Тогда константа диссоциации будет равна:
Так как константа диссоциации не зависит от концентрации, то выведенное соотношение выражает зависимость степени диссоциации слабого бинарного электролита от его концентрации. Из уравнения (6.1) видно, что уменьшение концентрации слабого электролита в растворе приводит к росту степени его диссоциации. Уравнение (6.1) выражает закон разбавления Оствальда .
Для очень слабых электролитов (при a <<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:
К д a 2 C , или a » (6.2)
Константа диссоциации для каждого электролита постоянна при данной температуре, она не зависит от концентрации раствора и характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем выше К д, тем в большей степени электролит диссоциирует на ионы. Константы диссоциации слабых электролитов сведены в таблицы (см. прил., табл. 3).
Гидролиз солей
Гидролизом называют реакции взаимодействия вещества с водой, приводящие к образованию слабых электролитов (кислот, оснований, кислых или основных солей). Результат гидролиза можно расценивать как нарушение равновесия диссоциации воды. Гидролизу подвержены соединения различных классов, но наиболее важным случаем является гидролиз солей. Соли, как правило, - сильные электролиты, которые подвергаются полной диссоциации на ионы и могут взаимодействовать с ионами воды.
Важнейшие случаи гидролиза солей :
1. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой. Например: NaCl – соль образованная сильным основанием NaOH и сильной кислотой HCl;
NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl – молекулярное уравнение;
Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl - – полное ионное уравнение;
HOH ↔ OH - + H + – сокращенное ионное уравнение.
Как видно из сокращенного ионного уравнения соль образованная сильным основанием и сильной кислотой, с водой не взаимодействует, т. е. не подвергается гидролизу, и среда при этом остается нейтральной.
2. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. Например: NaNO 2 – соль, образованная сильным основанием NaOH и слабой кислотой HNO 2 , которая практически не диссоциирует на ионы.
NaNO 2 + HOH ↔ NaOH + HNO 2 ;
Na + + NO 2 - + HOH ↔ Na + + OH - + HNO 2 ;
NO 2 - + HOH ↔ OH - + HNO 2 .
В этом случае соль подвергается гидролизу, причем гидролиз идет по аниону, а катион в процессе гидролиза практически не участвует. Так как в результате гидролиза образуется щелочь, то в растворе находится избыток анионов OH - . Раствор такой соли приобретает щелочную среду, т.е. рН > 7.
I ступень Na 2 СO 3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO 3 ;
CO 3 2- + HOH ↔ OH - + HCO 3 - ;
II ступень NaHСO 3 + HOH ↔ NaOH + H 2 CO 3 ;
HCO 3 - + HOH ↔ OH - + H 2 CO 3 .
При стандартных условиях и умеренном разбавлении раствора гидролиз солей протекает только по первой ступени. Вторая - подавляется продуктами, которые образуются на первой ступени. Накопление ионов OH - влечет за собой смещение равновесия влево.
3. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой. Например: NH 4 NO 3 – соль, образованная слабым основанием NH 4 OH и сильной кислотой HNO 3 .
NH 4 NO 3 + HOH ↔ NH 4 OH + HNO 3 ;
NH 4 + + HOH ↔ H + + NH 4 OH.
В этом случае соль подвергается гидролизу, причем гидролиз идет по катиону, а анион в процессе гидролиза практически не участвует. Раствор такой соли приобретает кислую среду, т.е. рН < 7.
Как и в предыдущем случае, соли многозарядных ионов гидролизуются по стадиям, хотя вторая стадия также подавляется.
I ступень Mg(NO 3) 2 + HOH ↔ MgOHNO 3 + HNO 3 ;
Mg 2+ + HOH ↔ MgOH + + H + ;
II ступень MgOHNO 3 + HOH ↔ Mg(OH) 2 + HNO 3 ;
MgOH + + HOH ↔ Mg(OH) 2 + H + .
4. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой. Например: NH 4 CN – соль, образованная слабым основанием NH 4 OH и слабой кислотой HCN.
NH 4 CN + HOH ↔ NH 4 OH + HCN ;
NH 4 + + CN - + HOH ↔ NH 4 OH + HCN.
В этом случае в гидролизе участвуют и катионы и анионы. Они связывают и водородные катионы, и гидроксо-анионы воды, образуя слабые электролиты (слабые кислоты и слабые основания). Реакция раствора таких солей может быть либо слабокислой (если основание, образовавшееся в результате гидролиза, является более слабым, чем кислота), либо слабощелочной (если основание окажется более сильным, чем кислота), либо будет нейтральной (если основание и кислота проявляют одинаковую силу).
При гидролизе соли многозарядных ионов I стадия не подавляет последующие, и гидролиз таких солей протекает полностью даже при комнатной температуре.
I ступень (NH 4) 2 S + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 HS ;
2NH 4 + + S 2- + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 + + HS - ;
II ступень NH 4 HS + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S ;
NH 4 + + HS - + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S.