2.8. Теория электролитической диссоциации

Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты (вещества, проводящие электрический ток своими ионами, такие как соли, кислоты, основания) распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называются катионами (ионы водорода и металлов). Отрицательно заряженные ионы называются анионами (ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы).

Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. Рассмотрим несколько примеров:

1. диссоциация НСl: НСl → Н⁺ + Сl^-;

2. диссоциация Na₂SO₄: Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄^2-.

В процессе диссоциации лишь часть молекул электролита распадается на ионы, поэтому необходимо ввести определение степени диссоциации электролита (α), которое выражается отношением числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

α = C_B(дисс) / C_B

где C_B(дисс) — концентрация молекул, продиссоциировавших на ионы; C_B — концентрация вещества, взятого для приготовления раствора.

По своей природе все электролиты условно можно разделить на три группы: сильные, средней силы и слабые электролиты. Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют практически полностью (α > 30%) (HCl, HBr, H₂SO₄, HNO₃, KOH, Ca(OH)₂, соли). Электролиты средней силы диссоциируют частично, они имеют степень электролитической диссоциации от 3% до 30% (HCOOH, H₂SO₃, H₃PO₄, CaOH⁺, соли). Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном, в недиссоциированном состоянии (α < 3%) (HCN, H₂CO₃, H₂S, Cu(OH)₂, Fe(OH)₃, органические соли).

Сильные электролиты:

НNО₃ → Н⁺ + NO₃^-;

Ca(OH)₂ → CaOH⁺ + OH^-;

H₂SO₄ → H⁺ + HSO₄^-;

Al₂(SO₄)₃ → 2Al⁺³ + 3SO₄^2-

Средние электролиты:

H₂SO₃ → H⁺ + HSO3^-;

HCOOH → Н⁺ + HCOO^-;

CaOH⁺ → Ca⁺² + OH^-;

H3PO4 → H⁺ + H₂PO₄^-

Слабые электролиты:

HCN → H⁺ + CN^-;

H₂CO₃ → Н⁺ + HCO3^-;

Cu(OH)₂ → CuOH⁺ + OH^-;

ZnCl₂ → Zn+2 + 2Cl^-.

Теперь рассмотрим равновесие, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами. Здесь можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для электролитической диссоциации уксусной кислоты, протекающей под действием молекул воды:

СН₃СOOН + Н₂O → Н₃0⁺ + СН₃СОO^-

Константа равновесия имеет вид:

Ka = [Н₃О⁺]×[СН₃СОO^-] / [СН₃СООН].

Здесь в числителе дроби стоят равновесные концентрации ионов — продуктов диссоциации, а в знаменателе — равновесная концентрация недиссоциированных молекул.

Константа равновесия, определяющая полноту протекания диссоциации слабой кислоты при данной температуре, называется константой кислотности. Ka > 1 для сильных кислот, для средних – Ka > 10^-5, для слабых – Ka < 10^-5.

Аналогично для диссоциации слабого основания (например, NH₄ОН → NH₄⁺ + ОН^-) существует константа основности, определяющая полноту протекания диссоциации слабого основания при данной температуре:

Kb = [NH₄⁺]×[OH^-] / [NH₄ОН].

Реакция нейтрализации – это реакция между кислотой и основанием с образованием соли и воды. Например:

NaOH + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O;

Mg(OH)₂ + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂O.

Реакцию между кислотой и основанием можно представить схемой:

(Кислота)1 + (Основание)2 = (Кислота)2 + (Основание)2.

Например, в реакции: HCl + NH₃ = NH₄⁺ + Cl^-, ион Сl^- — основание, сопряженное кислоте НСl, а ион NH₄⁺ – кислота, сопряженная основанию NH3.

Соотношение между кислотой и основанием определяется схемой:

Основание + Протон → Кислота (HSO₄^- + H⁺ → H₂SO₄).

Связанные этим соотношением, основание и кислота называются сопряженными. Например, ион HSO₄^- является основанием, сопряженным кислоте H₂SO₄. Теперь рассмотрим подробнее какую-нибудь реакцию между сильным основанием и сильной кислотой, например:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O.

Перепишем уравнение, записывая сильные электролиты в ионной форме, поскольку они существуют в растворе в виде ионов, а слабые — в молекулярной, поскольку они находятся в растворе преимущественно в виде молекул (вода — очень слабый электролит):

Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- = Na⁺ + Cl^- + H²O.

Рассматривая получившееся уравнение, видим, что в ходе реакции ионы Na⁺ и Сl^- не претерпели изменений. Поэтому перепишем уравнение еще раз, исключив эти ионы из обеих частей уравнения. Получим:

Н⁺+ ОН^- = Н₂O.

Таким образом, реакции нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием сводятся к одному и тому же процессу — к образованию молекул воды из ионов водорода и гидроксид-ионов. В случае же если кислота или основание не являются сильными, уравнение имеет более сложный вид, чем в предыдущем случае, так как слабый электролит нельзя исключить из уравнения реакции. Например, если взять слабую кислоту:

HCN + NaOH = CH₃COONa + Н₂0,

то после исключения всех одинаковых ионов, получим:

HCN + ОН^- = СN^- + Н2O.

Лекция 2. Химические реакции

2.9. Ряд напряжений металлов Ряд напряжений металлов – последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Me+n: Me+n + nе → Me Ряд напряжений Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au Данный ряд характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах. Он используется для сравнительной оценки химической активности металлов в реакциях с водными растворами солей и кислот: Металлы, стоящие левее, являются более сильными восстановителями, чем металлы, расположенные правее: они вытесняют последние из растворов солей. Например, взаимодействие Zn + Cu+2 → Zn+2 + Cu (Zn + CuСl2 → ZnСl2 + Cu) возможно только в прямом направлении. Металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют водород при взаимодействии с водными растворами кислот; наиболее активные металлы (до Al включительно) — и при взаимодействии с водой. 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑ Zn + 2H+ = Zn+2 + H2↑ (Zn + 2HBr = ZnBr2 + H2↑) Металлы, стоящие в ряду правее водорода, с водными растворами кислот при обычных условиях не взаимодействуют. Например, Cu + 2HCl ≠ CuCl2 + H2. Контрольный вопрос: В какой группе все металлы будут вытеснять водород из кислот?