Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН - Теоретичні основи аналітичної хімії

Електролітична дисоціація.

Розчинення речовини є першим етапом аналізу. Розчинником звичайно є вода. Це пояснюється не тільки великою поширеністю воли в природі, а й деякими своєрідними фізико-хімічними властивостями, які роблять її кращим розчинником в порівнянні з іншими рідинами.

Речовини, які розчиняють, у переважній більшості випадків є солями, кислотами або основами. Розчинення названих типів сполук у воді - це складний фізико-хімічний процес, наслідком якого є електролітична дисоціація - перехід розчинюваної речовини у розчин частково або повністю ц вигляді іонів. Процес розчинення полягає в руйнуванні кристалічної решітки сполук. Причиною цього є в першу чергу суто фізичний процес послаблення електростатичних зв'язків між складовими частинами розчинюваної речовини у воді, що відбувається під впливом високої діелектричної сталої води (80). З другого боку, при розчиненні відбувається Процес гідратації - Хімічна взаємодія молекул води з розчинюваною речовиною.

Отже, електролітична дисоціація зумовлена фізичним процесом послаблення електростатичних зв'язків у воді і хімічним процесом гідратації, що відбувається з виділенням енергії.

Схематично процес електролітичної дисоціації можна зобразити таким рівнянням

MeA+nH2O-Me(H2O)m++A(H2O)k-

Гідратація катіонів відбувається, як правило, більшою мірою, ніж гідратація аніонів.

Кількісною характеристикою електролітичної дисоціації є Ступінь дисоціації, Яка показує яка частина молекул від загальної кількості молекул розчиненої речовини розклалася на іони. Ступінь дисоціації виражають числом, що показує яка частина моль розпалася на іони, або в процентах.

Речовини, які мало дисоціюють у водних розчинах і ступінь дисоціації яких становить кілька процентів, називають Слабкими електролітами. Другу групу речовин, які дисоціюють практично повністю, називають Сильними електролітами.

Ступінь дисоціації залежить від індивідуальності речовини і від умов, які створюються у розчині.

Загальні правила дисоціації сполук.

    1. Звичайні (некомплексні) солі, кристалічні решітка котрих у твердому стані має іонний характер, дисоціюють у водних розчинах практично повністю. Винятком є хлорид ртуті (ІІ), ацетат заліза, ціанід ртуті, фтори алюмінію, які дисоціюють слабко. 2. Комплексні солі мало дисоціюють, але характер їх дисоціації відрізняється від дисоціації простих солей. 3. Майже всі органічні кислоти і переважна кількість неорганічних кислот є слабкими електролітами. Виняток становлять хлороводневі, бромисто-воднева, йодоводнева, азотна, сірчана та деякі інші кислоти. 4. Основи теж дисоціюють, але, як правило, мало; більшість з них - важкорозчинна. До основ, які є сильними електролітами, належать їдкі луги.

Схеми дисоціації сполук.

1. Солі

MeA-Me++A-, сильні електроліти, дисоціюють майже повністю.

За такою ж схемою дисоціюють сильні кислоти і основи.

Слабкі кислоти і основи перебувають у розчині переважно у вигляді недисоціованих молекул.

2. Багатоосновні кислоти і основи дисоціюють ступінчасто, наприклад:

Н 2А-Н++НА-;

НА--Н++А 2-

Крім солей, Снов та кислот, існують Амфотерні електроліти - амфоліти (сполуки, здатні дисоціювати в двох напрямках - з відщепленням іонів водню та іонів гідроксилу). Амфотерними є гідроксид алюмінію Al(OH)3, а також гідроксиди хрому, цинку, свинцю, олова, сурми, миш'яку.

Якісна класифікація електролітів за їх здатністю дисоціювати допомагає вивчити властивості окремих сполук і дає можливість встановити напрям хімічних реакцій, зв'язаних з процесами дисоціації.

Ступінь дисоціації слабких електролітів залежить від концентрації електролітів і від температури розчину. дисоціація слабкого електроліту:

MeA-Me++A-.

Якщо б - ступінь дисоціації, С-загальна концентрація електроліту, тоді концентрація недисоційованих молекул дорівнюватиме С - бС, а концентрація катіонів і аніонів солі, що утворилися при дисоціації, - бС.

MeA = Me++A-.

С - бС бС бС

Електрична дисоціація є оборотним процесом, до якого можна застосувати закон діючих мас. Отже,

[Me+]*[A-] / [MeA] = бС* бС/ (С - бС)= K або К= б2С/ (1- б)

Константа К називається константою дисоціації, а саме рівняння - рівнянням закону розведення Освальда.

Для слабких електролітів (ступінь дисоціації не перевищує 1%) - К= б2С.

Із збільшенням концентрації електроліту зменшується його дисоціація і, навпаки, при розведенні розчинів слабкі електроліти дисоціюють сильніше, ступінь дисоціації зростає. Введення однойменних іонів на дисоціацію слабких кислот часто застосовують у хімічному аналізі для збільшення або зменшення концентрації водневих або гідроксильних іонів.

Зміна температури мало впливає на дисоціацію переважної більшості слабких електролітів.

Закон розведення Освальда підтверджується тільки для дуже розведених розчинів слабких електролітів. Так само і константи дисоціації слабких кислот і основ зберігають стале значення тільки для дуже розведених розчинів цих електролітів.

У концентрованих розчинах, а також у присутності сторонніх електролітів виявляється електростатична взаємодія між іонами різних розрядів, внаслідок цього здатність іонів до взаємодії з іншими іонами визначається так званою Активною концентрацією Або Активністю:

Б=fС,

Де С-загальна концентрація іонів у розчині; б - активність; f - коефіцієнт активності.

Активність іонів визначає їх здатність до хімічної взаємодії в умовах існування навколо кожного іона іонної атмосфери, а коефіцієнт активності - ступінь відхилення активності від концентрації.

Коефіцієнт активності визначається за формулою:

Lg f = -0.5z2vм,

Де z - заряд іона, м - іонна сила.

Для розчинів, іонна сила яких не перевищує 0,1, користуються експериментально визначеними значеннями коефіцієнтів активності.

Для концентрованих розчинів вище наведене рівняння втрачає силу, коефіцієнти активності розраховуються експериментально. У концентрованих розчинах коефіцієнти активності залежать не тільки від іонної сили розчину, а й від хімічної індивідуальності окремих іонів.

Коефіцієнти активності використовують звичайно при точних обчисленнях іонних рівноваг у розчинах за законом діючих мас, при експериментальному визначенні термодинамічних констант дисоціації слабких кислот, основ і малодисоційованих солей, а також констант, які характеризують розчинність хімічних сполук у воді тощо.

В аналітичному аналізі застосування в розрахункових формулах коефіцієнтів активності, які мало відрізняються від одиниці, вносить в результати розрахунків дуже невеликі поправки, тому в більшості випадків його не беруть до уваги.

Поняття про рН

Вода являє собою дуже слабкий електроліт і лише частково розпадається на гідроксильні іони ОН - та іони водню Н+(протони).

Н 2О-Н++ОН-

[H+]*[OH-] = CH2OKH2O = JH2O, де CH2O

-концентрація недисоційованої води в грам-молекулах на літр; KH2O - константа дисоціації води; JH2O - іонний добуток води.

У водних розчинах добуток концентрації іонів водню і гідроксильних іонів при сталій температурі є величиною сталою.

У хімічно чистій воді (спеціально очищеній від домішок) концентрація іонів водню дорівнює концентрації гідроксильних іонів:

[H+] = [OH-] = 10-7 (моль/л) (при 24оС)

З підвищенням температури дисоціація води збільшується.

На практиці дуже часто доводиться мати справу з малими концентраціями водневих іонів. Тому значно зручніше оперувати не концентрацією водневих іонів, а показником степеня концентрації водневих іонів, яку виражають через степеневий показник:

РН = - lg [H+] або [H+] = 10-рН

Подібно цього концентрацію гідроксильних іонів також позначають через показник концентрації гідроксильних іонів рОН:

РОН = - lg [ОH-] або [ОH-] = 10-рОН

Водні розчини бувають кислі, нейтральні й лужні. Залежно від концентрації водневих іонів реакція розчину буде такою:

Розчин

Кислий

Нейтральний

Лужний

Концентрація водневих іонів рН

[H+] > 10-7

<7

[H+] = [ОH-] = 10-7

7

[H+] < 10-7

> 10-7

Концентрація гідроксильних іонів рОН

[ОH-] < 10-7

> 7

[ОH-] = [H+] = 10-7

7

[ОH-] > 10-7

< 7

Похожие статьи




Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН - Теоретичні основи аналітичної хімії

Предыдущая | Следующая