Основи хімії (стр. 11 из 21)
замерзання – С (марка „40”); С (марка „ ”
Знаючи, формули розрахунку температури замерзання (кристалізації) або кипіння, давайте приготовимо антифриз із етиленгліколю (С Н (ОН) ), який замерзав би при температурі оС, знаючи, що води усього 5 л.
зам * М
| зам = К зам | , звідси Кзам * |
| знаходимо: | г |
Значить, на 5 л води треба взяти 3, 333 кг етиленгліколю.
А тепер давайте розрахуємо при якій температурі буде кипіти цей же розчин
о кип
Значить, антифриз буде кипіти при 100о о о
Що характерно, зам етиленгліколю (С Н (ОН) С, а якщо його розбавляти водою у відношені 70 : 30, можна приготувати антифриз, який буде замерзати при мінус оС.
С Н (ОН)
Н О
зам – – –
Таким чином, готують антифризи не тільки з етиленгліколю, а ще й з гліцерину (С Н (ОН) ) та других речовин.
Лекція 8. Розчини електролітів
План.
1.Що таке електроліти і неелектроліти.
2.Що називається електролітичною дисоціацією.
3. Дисоціація кислот, лугів і солей.
4. Ступінь дисоціації,
5. Фактори які впливають на дисоціацію.
Константа дисоціації.
Дисоціація води. Гідроліз солей.
Усі речовини розділяються на електроліти і неелектроліти.
Електроліти – це ті речовини, які у розплавленому або в розчиненому стані проводять електричний струм.
Неелектроліти – речовини, які у розплавленому або у розчиненому стані не проводять електричний струм.
До електролітів відносяться солі, кислоти, основи.
До неелектролітів – органічні сполуки: спирти, ефіри, кетони, вуглеводи, масла.
Як ми бачимо до електролітів відносяться речовини, в молекулах яких атоми зв‟язані сильно полярними або іонними зв‟язками. Багато речовин ще в твердому стані мають іонну структуру: а , КОН, Н РО , але у такому стані у них іони міцно зв‟язані один з одним, так як мають протилежно заряджені частинки (катіони + і аніони ) і тому їх рух затрудняється (стає неможливим).
Коли тверду речовину перевести у розплав або розчин іони отримують волю і починають рухатися. Коли через такий розчин пропустити постійний струм то позитивно заряджені частинки направляються до катоду і називаються а негативно заряджені направляються до аноду і називаються. аніонами - .
→
Процес розпаду електроліту на іони під дією полярних молекул розчинника називається електролітичною дисоціацією.
У хімії розпізнають сильні і слабі електроліти.
До сильних відносяться:
Усі солі, за винятком деяких комплексних солей.
Гідроокиси лужних і лужноземельних металів.
Неорганічні кислоти (Н – І ступінь.)
До слабких відносяться:
1.Органічні кислоти (оцтова, винна, щавлева), а також неорганічні: Н
....і др.
. Усі гідроокиси металів, крім вище названих.
3. Гідроокис амонію.
Розглянемо дисоціацію сильних електролітів.
Дисоціація кислот
При розчинені у воді кислоти дисоціюють на позитивно і негативно заряджені іони.
НСІ → Н + СІ
Як бачимо одноосновні кислоти дисоціюють в одну стадію, а багатоосновні – ступінчато, по ступеням, наприклад:
→ Н
→
Це відбувається тому, що в їх розчинах установлюються складні рівноваги, у яких беруть участь іони різноманітного вигляду.
Із точки зору електролітичної дисоціації кислотами називається – електроліти які у водних розчинах дисоціюють тільки на катіони водню і аніони кислотного залишку.
Потрібно говорити слово тільки тому, що гідросолі також дисоціюють на аніони водню і на катіони металу.
→ –
Словом тільки ми виключаємо катіон
Дисоціація основ
Основи у водних розчинах також будуть дисоціювати. Наприклад,
→ –
Як бачимо, одно кислотні основи, дисоціюють в одну стадію, а багато кислотні основи як і кислоти дисоціюють ступінчато.
→ – → –
Основами називається – електроліти які у водних розчинах дисоціюють тільки на аніони гідроксильної групи (ОН–) і катіони металу.
Слово тільки виключає другі аніони як, наприклад, із гідроксосолей.
→ – – У цьому випадку –
Крім типових кислот і основ є гідроксиди, які проявляють амфотерні властивості.
Наприклад,
↔ ↔ ↔ –
– –
↔ ↔ ↔
У цьому разі в залежності від середовища вони можуть вести себе як кислоти або як основи (хамелеони). Наприклад, гідроксид цинку може реагувати з кислотами, в цьому випадку він веде себе як основа:
→
Але реагуючи з лугами – виступає у ролі кислоти:
Н →
Дисоціація солей
Усі солі належать до сильних електролітів, тому дисоціюють на такі іони:
→
→
→
Солями називаються електроліти, які у водних розчинах дисоціюють на катіони металу і аніони кислотного залишку.
Кількісно процес дисоціації можна охарактеризувати декількома величинами: ступінню електролітичної дисоціації, константою або еквівалентною електропровідністю.
Процес дисоціації – зворотний процес, який називається. молекуляризацією Тому можемо зазначити, що не всі молекули розпадаються на іони.
Таким чином можна сказати, що в одиниці об‟єму розчину електроліту число частинок (молекул і іонів) буде більше чим у такому ж об‟ємі неелектроліту. То, звичайно і другі величини як: осмотичний тиск, збільшення точки кипіння, зниження точки замерзання і др. будуть для електролітів більші чим для неелектролітів.
Тому ввели поправочний коефіцієнт ί, який називається ізотонічним, або коефіцієнтом
Вант–Гоффа.
Тобто, це відношення результату фактично полученого до теоретичного.
p1 t0k3 t0k факт. і p t0k3 t0k теор.Ізотонічний коефіцієнт для розчину неелектроліту буде рівний нулю (ί = 0). Для водних розчинів електроліту з такими ж моляльними концентраціями ί > 1. Це відбувається тому, що кількість частинок у такому розчині більше, ніж у неелектроліту, бо електроліт при розчинені розпадається на іони. Для асоційованих молекул (спирту, бензолу...), ί < 1.
Ізотонічний коефіцієнт показує, у скільки разів збільшується число частинок у
розчинах електролітів внаслідок їх дисоціації на іони.
Так, для коефіцієнт дорівнює двом; для К трьом і т. д.
Тому для кількісної характеристики процесу дисоціації було введено поняття ступінь дисоціації.
Ступінь електролітичної дисоціації указує, яка частка молекул розчиненої речовини знаходиться у розчині у врівноваженому (асоційованому) стані. Вона дорівнює:
Відношенню числа молекул, які розпалися на іони, до загального числа молекул розчиненої речовини, тобто:
*100% , де
– кількість молекул, які розпались на іони – загальна кількість молекул. Наприклад:
↔ –
Усього молекул 1000. Із них 10 продисоціювали, тоді:
α
Чим в більшій мірі речовина розпадається на іони, тим вона являється більш сильним електролітом.
α >30% = сильні електроліти; 30 – 2% = середні; < 2% – слабі;
До сильних електролітів належать майже всі солі; кислоти на першій ступіні дисоціації ; гідроксиди лужних і лужноземельних металів.
До слабих електролітів відносяться більшість органічних кислот, як: уксусна, яблучна, винна, а також деякі неорганічні, як: ; усі гідроксиди металів, крім вище названих, а також
Між коефіцієнтом і, ступінню дисоціації α і числом іонів n , на які розпадається молекула існує слідуючи залежність:
Користуючись даною формулою можна вичислити ступінь дисоціації електролітів по осмотичному тиску, по температурі кипіння або замерзання. Тоді:
K *m*1000 t i
зам M * L , а для росм = i*C*R*T
еип
До процесу електролітичної дисоціації як і до любого зворотного процесу можна застосувати принцип ле Шательє.
Тому розглянемо:
Фактори, які впливають на ступінь електролітичної дисоціації
Вплив розчинника
Розчинник завжди збільшує ступінь дисоціації.
Від природи розчиненої сполуки
Одні речовини розпадаються більш, інші – менш. Це можна визначити по константі дисоціації. Чим Кдис >, тим і дисоціація >, і навпаки.
Концентрація розчину
При розведенні електроліту дисоціація його зростає до ∞ (нескінченності). Але це не значить, що сила його теж зростає. Наприклад, яка сильніша 100% чи 50%. Сильніша 50%, тому що сила кислоти залежить від концентрації іонів водню . У 100% їх немає, є тільки молекули . По мірі розбавлення [ ] буде збільшуватися до 50%, а потім почне зменшуватися, хоча дисоціація буде зростати.
4.При доданні однойменного іону ступінь дисоціації зменшується.
↔ –
До цього розчину доливаємо
↔
тобто ми добавляємо іон [ ], а значить дисоціація буде подавлятися, зменшуватися.
Від температури дисоціація майже не залежить.
Електролітична дисоціація виражається в г іон/л.
Константа дисоціації
Вона характерна для слабих електролітів. Наприклад,
↔ –
Як у всякої рівноважної системи можна примінити закон діючих мас: