РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ, Электролитическая диссоциация - Растворы

Электролитическая диссоциация

Теорию электролитической диссоциации предложил шведский ученый Сванте Аррениус в 1887 году для объяснения ряда свойств растворов электролитов. Перечислим некоторые основные положения этой теории.

    1. В результате химического взаимодействия с молекулами воды некоторые вещества распадаются на ионы. Процесс распада электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя или при расплавлении - называется электролитической диссоциацией. 2. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый. 3. Вещества, которые распадаются на ионы в растворах под действием молекул воды или в расплавах под действием высокой температуры, называются электролитами. 4. Ионы, заряженные положительно, называют катионами (Na+, Ca2+, Al3+, H3O+, NH4+ и т. д.), отрицательно заряженные ионы - анионами (Cl-, SO42-, OH - и т. д.). Ионы в растворах и расплавах движутся хаотически. 5. Водные растворы и расплавы кислот, оснований и солей проводят электрический ток. Переносчиками зарядов являются катионы и анионы. Электролиты это проводники 2-го рода, в отличие от металлов, где заряд переносится электронами.

Вещества, которые в качестве положительного иона дают только катион водорода Н+, называют кислотами. Ионы водорода придают растворам кислый вкус, окраску индикаторам и соответствующие химические свойства. После отрыва Н+ остается Кислотный остаток.

Уравнения диссоциации кислот:

НCl > Н+ + Cl - (кислотный остаток - хлорид-ион);

HNO3 > Н+ + NO3- (кислотный остаток - нитрат-ион);

Вещества, которые в качестве аниона дают только OH-, называют основаниями. Наличие OH-ионов придает растворам мылкость на ощупь, соответствующую окраску индикаторам и основные свойства

Уравнения диссоциации оснований:

NaOH > Na+ + OH-; NH4OH NH4+ + OH-;

Диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований протекает ступенчато:

А) уравнения диссоциации угольной кислоты:

H2CO3 H+ + HCO3- (кислотный остаток - гидрокарбонат-ион);

HCO3- H+ + CO32- (кислотный остаток - карбонат-ион);

Б) уравнения диссоциации гидроксида меди (II):

Cu(OH)2 (CuOH)+ + OH-;

v

Катион гидроксомеди

(CuOH)+ Cu2+ + OH-.

Вещества, состоящие из катионов металлов или катиона аммония и анионов кислотных остатков, называют солями. Практически все соли диссоциируют в растворах полностью, например:

CuCl2 > Cu2+ + 2Cl-

Амфотерными гидроксидами называются соединения типа М(ОН)N, практически нерастворимые в воде, которые взаимодействуют с кислотами и щелочами. Двойственная природа амфотерных гидроксидов связана с тем, что они могут диссоциировать как по типу основания, так и по типу кислоты. Например, в разбавленном растворе гидроксида цинка устанавливаются следующие равновесия:

2 H+ + [Zn(OH)4] 2- Zn(OH)2 Zn2+ + 2 OH-

Zn(OH)2v

Осадок

Если к этой системе добавить кислоты, то увеличится концентрация катионов водорода и равновесие смещается вправо: гидроксид цинка будет вести себя как основание. При добавлении щелочи равновесие смещается влево и гидроксид цинка будет вести себя как кислота.

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2H+ = Zn2+ + 2H2O

Zn(OH)2 + KOH = K2Zn(OH)4

Zn(OH)2 + 2OH - = Zn(OH)42-.

К амфотерным гидроксидпм относятся гидроксиды бериллия, цинка, алюминия, хрома (Ш), олова, свинца и др.

Похожие статьи




РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ, Электролитическая диссоциация - Растворы

Предыдущая | Следующая