БИЛИМ БУЛАГЫ

Электролиты и неэлектролиты

Хорошо известно, что одни вещества в растворенном или расплав ленном состоянии проводят электрический ток, другие в тех же условиях ток не проводят. Это можно наблюдать с помощью простого прибора.

Он состоит из угольных стержней (электродов), присоединенных проводами к электрической сети. В цепь включена электрическая лампочка, которая показывает присутствие или отсутствие тока в цепи. Если опустить электроды в раствор сахара, то лампочка не загорается. Но она ярко загорится, если их опустить в раствор хлорида натрия. Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами. Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами. К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли, к неэлектролитам — большинство органических соединений.

Теория электролитической диссоциации

Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С.Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации. В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы — положительные и отрицательные. Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы.

Они могут состоять из одного атома — это простые ионы (Na⁺, Mg²⁺, Аl³⁺ и т.д.) — или из нескольких атомов — это сложные ионы (NО₃^–, SO₄^2– , РО₄^3– и т.д.).

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные — к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые – анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.

3. Диссоциация — обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например:

Механизм диссоциации

• Существенным является вопрос о механизме электролитической диссоциации. Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Как известно, эти вещества состоят из ионов. При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор.
• 

Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода

H₃РO₄ 3H⁺ + РO₄^3– – фосфат ион

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени — по третьей. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты наряду с молекулами H₃РO₄ имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах)

H3РO4 H+ + Н2РO4¯	дигидрофосфат ион; (первая ступень)
H2РO4– H+ + НРO42–	гидрофосфат ион; (вторая ступень)
РO42– H+ + РO43–	фосфат ион; (третья ступень)

Степень диссоциации

Поскольку электролитическая диссоциация – процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой альфа α). Степень диссоциации — это отношение числа распавшихся на ионы молекул Nⁱ к общему числу растворенных молекул N:

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

• 
• Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от концентрации электролита и от температуры. С уменьшением концентрации электролита.

Реакции ионного обмена

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций — ионными уравнениями. Они проще уравнений реакций, записанных в молекулярной форме, и имеют более общий характер.

Знак ↓ стоящий при формуле вещества, обозначает, что это вещество уходит из сферы реакции в виде осадка, знак ↑ обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа.

• Сильные электролиты, как полностью диссоциированные, записывают в виде ионов.Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части. Для закрепления этих положений рассмотрим пример.
  
  
  
• 

Ионное произведение воды. pH раствора

• Концентрация молекул воды, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

  При 20 - 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10⁻¹⁶моль/л. Так как вода является слабым электролитом ( амфолитом ), можно записать для неё константу диссоциации из, непосредственно - диссоциации воды

  K•[H₂O] = [H⁺] [OH^–]

  Обозначим произведение K•[H₂O] = K_в = 1,8·10⁻¹⁶ моль/л·55,56 моль/л = 10⁻¹⁴моль²/л² = [H⁺]·[OH⁻] (при 25 °C).

• 

Гидролиз солей (разложение водой)

Гидролиз солей – это обменное разложение солей водой.

В процессе гидролиза образовываются электролит более слабый, недиссоциируемый, следовательно, более устойчивый, чем гидролизуемая соль. Гидролиз практически возможен лишь в том случае, если один из получаемых электролитов (кислота или основание) более слабый, чем гидролизуемая соль. Гидролиз – это процесс обратный процессу нейтрализации

Cu(OH)₂+H₂SO₄CuSO₄+2H₂O

Наиболее быстро и полно гидролиз происходит в разбавленных растворах.

По степени диссоциации все кислоты и растворимые основания (щелочи) разделяют на сильные и слабые.

Сильные кислоты: HClO₄, HClO₃, H₂SO₄, HNO₃, HI, HBr, HCl.

Сильные основания (щелочи): CsOH, RbOH, KOH, NaOH, LiOH, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂, Ca(OH)₂.

1) Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием гидролизу не подвергаются. При растворении в воде они полностью диссоциируют на положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы.

2) Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием гидролизуются с получением кислой среды, рН≤7.

I ступень

CuCl₂+HOHCu(OH)Cl+HCl

Cu²⁺ + 2Cl^– + HOHCuOH⁺ + Cl^– + H⁺ + Cl^–

Cu²⁺+HOHCuOH⁺ + H⁺

(рН < 7)

II ступень

Cu(OH) + HOH Cu(OH)₂↓ + HCl

CuOH⁺ + Cl^– + HOH Cu(OH)₂↓ + H⁺ + Cl^–

CuOH⁺ + HOH Cu(OH)₂↓ +H⁺

(pH ≤ 7) – кислая среда

3) Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой гидролизуются с получением щелочной среды, рН≥7.

I ступень

K₂S + HOH KHS + KOH

2K⁺ + S^2– + HOH K⁺ + HS^– + K⁺ + OH^–

S^2– +HOH HS^– + OH^–

(рН > 7)

II ступень

KHS + HOH H₂S↑ + KOH

K⁺ + HS^– + HOH H₂S↑ + K⁺ + OH^–

HS^– + HOH H₂S↑ + OH^–

(pH ≥ 7) – щелочная среда

4) Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой гидролизуются, если соль растворима. Обычно такие соли

• нерастворимы
• разлагаются при растворении

• при гидролизе образуется слабое основание и слабая кислота:

Константа диссоциации для уксусной кислоты CH₃COOH = 1,8·10^-5, константа диссоциации для гидроксида аммония также равна NH₄OH = 1,8·10^-5. Т.е. численные показатели этих веществ равны, что говорит о получении нейтральной среды при гидролизе ацетата аммония.

Еще рассматривается летучесть аммиака, как газообразного вещества при длительном хранении вещества.

Гидролиз солей может протекать ступенчато. Количество ступеней равно валентности металла в составе соли или валентности кислотного остатка.

Пример (1):

I ступень

II ступень

III ступень Не идет, т.к. НРО4 – электролит средней силы Пример (2): I ступень

II ступень

III ступень

Реакция по III ступени практически не проходит. Т.к. происходит накопление ионов водорода, поэтому процесс смещается в сторону исходных веществ. Но разбавлением раствора и повышением температуры можно усилить гидролиз. Поэтому может проходить гидролиз и по III ступени.

Таким образов, гидролизуются соли если они растворимы и образованы сильным и слабым компонентами соли (катионом или анионом).

При наличии в составе соли сильного катиона, полученного из щелочи, гидролиз соли приведет к образованию щелочной среды.

Если соль образована сильной кислотой и слабым основанием, то сильный анион приведет к образованию кислой среды при гидролизе соли.

Т.е. работает закон: «Кто сильный тот и прав!».

Представленная модифицированная таблица растворимости солей ориентирована на определение рН среды, которая образуется при гидролизе соли.

Нахождение соли в определенной части таблицы описывает результат гидролиза.

Если соль находится в секторе таблицы, обозначенной буквой:

А) такая соль будет диссоциировать и не будет подвергаться гидролизу.

Б) приведет к гидролизу по кислотному типу и рН будет <7.

В) то ее гидролиз пройдет по щелочному типа и рН при этом будет больше 7.

Г) требует анализа: соль или нерастворима, как большинство солей в этом секторе таблицы или разлагается при растворении в воде. Если соль растворима, то обычно гидролиз приводит к образованию нейтральной среды, когда рН=7,0

Буферные растворы

Способность организма сохранять постоянство состава крови и других жидкостей происходит в результате функционирования буферных систем. В организм поступает и в нем производится множество веществ с различной кислотностью и щелочностью, но сохраняется способность изменять концентрацию ионов H⁺ и OH^- в постоянных пределах pH = 7,37 – 7,44 для крови. Снижение или увеличение этих показателей может привести к смерти. Буферными называются растворы, обладающие способностью сохранять практически постоянное значение pH при добавлении небольших количеств кислоты или щелочи, а также при разбавлении. Буферные системы состоят из слабого основания и его соли, образованной сильной кислотой. Или из слабой кислоты и ее соли, образованной сильным основанием. Примеры: NH₄OH + NH₄Cl pH = 9,2 или CH₃COOH + CH₃COON_a pH=4,7 При добавлении кислоты будут связываться ионы водорода, а при добавлении щелочи – ионы гидроксила. pH раствора изменится незначительно. Способность регулировать pH у буферных растворов регулируется буферной емкостью. Буферную емкость выражают числом молей кислоты или щелочи, которое необходимо добавить к 1 литру буферного раствора для смещения pH раствора на единицу. В каждой клетка организма работают разные буферные системы, поддерживающие постоянства внутренней среды.

Значение гидролиза

Роль и практическое применение гидролиза Обменные реакции между солями и водой широко распространены в природе.

Явление гидролиза играет огромную роль в химическом преобразовании земной коры. Многие минералы земной коры - это сульфиды металлов, которые хотя и плохо растворимы в воде, постепенно взаимодействуют с ней. Такие процессы идут и на поверхности Земли, и особенно интенсивно в ее глубинах при повышенной температуре. В результате образуется огромное количество сероводорода, который выбрасывается на поверхность при вулканической деятельности. А силикатные породы постепенно переходят в гидроксиды, а затем в оксиды металлов. В результате гидролиза минералов – алюмосиликатов – происходит разрушение горных пород.

Известный нам малахит (Cu₂(OH)₂CO₂) – не что иное, как продукт гидролиза природных карбонатов.

В Мировом океане соли также интенсивно взаимодействуют с водой. Выносимые речной водой гидрокарбонаты кальция и магния придают морской воде слабощелочную реакцию. Именно в такой слабощелочной среде прибрежных вод рН приблизительно равно 9 наиболее интенсивно протекает фотосинтез в морских растениях и наиболее быстро развиваются морские животные. А если вспомнить о составе рН крови млекопитающих, в том числе и человека, то вы сможете не только сделать вывод о единстве животного мира на Земле но и сформулировать и некоторые гипотезы происхождении жизни на планете.

Гидролиз в народном хозяйстве

Гидролиз доставляет немало хлопот нефтяникам. Как известно, в нефти имеются примеси воды и многих солей, особенно хлоридов кальция и магния. При нагревании нефти в процессе ее переработки до 250 град. С и выше происходит интенсивное взаимодействие указанных хлоридов с водяным паром. Образующийся при этом газообразный хлороводород вступает в реакцию с металлом, из которого сделано оборудование, разрушает его, что резко увеличивает стоимость нефтепродуктов. Впрочем, на счету гидролиза немало и добрых дел. Например, образующийся при взаимодействии сульфата алюминия с водой мелкодисперсный осадок гидроксида алюминия уже несколько веков используется в качестве протравы при крашении. Оседая на ткань и прочно соединяясь с ней, гидроксид алюминия затем легко адсорбирует красители и образует весьма устойчивые красящие слои, которые выдерживают многократную стирку ткани. Без протравы качественной окраски тканей не получится. Этот же процесс используют для очистки питьевой воды и промышленных стоков: рыхлый аморфный осадок гидроксида алюминия обволакивает частички грязи и адсорбирует вредные примеси, увлекая все это на дно. Примерно таков же механизм очистки природной воды глинами, которые представляют собой соединения алюминия.

Гидролиз солей Na₂CO₃ Na3PO₄ применяется для очистки воды и уменьшения ее жесткости.

Известкование почв с целью понижения их кислотности также основано на реакции гидролиза

CO₃^2-+HOHHCO_3-+OH⁺

Посредством гидролиза в промышленности из непищевого сырья (древесины, хлопковой шелухи, подсолнечной лузги, соломы вырабатывается ряд ценных продуктов: этиловый спирт, белковые дрожжи, глюкоза, сухой лед.

Гидролиз в жизни человека

В повседневной жизни мы постоянно сталкиваемся с явлением гидролиза – при стирке белья, мытье посуды, умывании мылом. Даже процессы пищеварения, в частности, расщепление жиров, протекают благодаря гидролизу.

В конце урока мы возвращаемся к стихотворению и отвечаем, почему же Ваня боялся зайти в море

Полезные ссылки

Глоссарий

Аквакомплексы – комплексы, включающие в состав молекулы воды – или кристаллогидраты.

Библиография

• Химическая энциклопедия, ред. И.Л. Кнунянц, Изд. «Советская энциклопедия», 1-5 т., М., 1988 г.