Розчини електролітів

1. Лекція 3 РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ

План лекції
1. Властивості розчинів електролітів
2. Дисоціація води, водневий показник
3. Гідроліз солей

2.

Властивості розчинів
електролітів

3.

Властивості розчинів електролітів
Відомо, що одні речовини в розчиненому або розплавленому
вигляді проводять електричний струм, інші, за таких самих
умов, струм не проводять.
Електроліти – це речовини, які в розчиненому або в
розплавленому стані проводять електричний струм, а
речовини, які не проводять електричний струм називають
неелектролітами.
Більшість органічних сполук, а також речовини, у молекулах
яких є тільки ковалентні неполярні або малополярні зв’язки, є
неелектролітами. У водних розчинах такі речовини не
дисоціюють.
До електролітів належать кислоти, основи і майже всі солі,
тобто такі сполуки, в яких реалізується йонний або
ковалентний полярний хімічний зв’язок. В розчині або
розплаві електроліти розкладаються на йони, завдяки чому і
проводять струм.

4.

Властивості розчинів електролітів
Електролітична дисоціація – це процес розщеплення
електроліту на йони під впливом молекул полярного
розчинника.
Гіпотезу про те, що у розчинах електролітів існують заряджені
частинки розчиненої речовини – йони – вперше висловив
С. Арреніус (1887 р.).
Основні положення теорії електролітичної дисоціації
Арреніуса:
електроліти при розчиненні розпадаються на йони –
позитивні (катіони) і негативні (аніони).
йони в розчинах рухаються хаотично, а під дією
електричного струму – направлено.
електролітична дисоціація – оборотний процес.

5.

Властивості розчинів електролітів
Механізм електролітичної дисоціації схематично зображено на
рисунках 1 і 2. При розчиненні кристалічних речовин з йонним
зв’язком диполі води орієнтуються навколо позитивно і негативно
заряджених йонів. Між йонами і диполями води виникають сили
взаємного притягання. В результаті зв’язок між йонами
послаблюється і відбувається їхній перехід в розчин. При цьому
утворюються гідратовані йони – йони, хімічно зв’язані з молекулами
води.
Рисунок 1 – Схема електролітичної дисоціації NaCl у водному
розчині: 1 – гідратація; 2 – дисоціація

6.

Властивості розчинів електролітів
Аналогічно відбувається дисоціація речовин з ковалентним
полярним зв’язком (рис. 2). Навколо кожної полярної молекули
також орієнтуються диполі води, які своїми негативними
полюсами притягуються до позитивного полюса молекули, а
позитивними полюсами – до негативного. Внаслідок
перерозподілу електронної густини зв’язок у полярній молекулі
стає йонним – відбувається йонізація молекули і далі легко
утворюються гідратовані йони. Дисоціація полярних молекул
може бути повною або частковою.
Рисунок 2 – Схема електролітичної дисоціації HCl у водному
розчині: 1 – гідратація; 2 – йонізація; 3 – дисоціація

7.

Властивості розчинів електролітів
Кількісною
характеристикою
процесу
електролітичної
дисоціації є ступінь дисоціації. Ступінь електролітичної
дисоціації (α) – це відношення числа молекул n, що розпалися
на йони, до загального числа молекул розчиненої речовини N:
n
N
n
або α 100%
N
Електроліти
За величиною ступеня дисоціації
сильні
(α > 40 %)
середні
(α = 9 – 40 %)
слабкі
(α < 9 %)

8.

Властивості розчинів електролітів
дисоціюють на йони повністю:
кислоти – H2SO4, HNO3, HCl, HI, HBr та інші;
луги – гідроксиди лужних і лужно-земельних металів
сильні
NaOH, KOH, LiOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2
більшість солей
дисоціюють на йони частково:
середні кислоти – H2SO3, H3PO4
слабкі
дисоціюють на йони частково:
кислоти – H2CO3, HF, HNO2, H2SiO3, H2S та інші;
основи, нерозчинні у воді, а також NH4OH;
майже всі органічні кислоти – CH3COOH та інші;
вода

9.

Властивості розчинів електролітів
До сильних електролітів належать сполуки, які в розчині
дисоціюють практично необоротно. Слабкі електроліти в
розчинах дисоціюють частково, тобто процес їхньої
дисоціації є оборотним і в їхніх розчинах встановлюється
динамічна рівновага між йонами і молекулами розчиненої
речовини:
Для процесу дисоціації слабких електролітів можна записати
константу рівноваги, яку називають константою дисоціації.
Для слабкого електроліту АВ константа дисоціації має вигляд:
[ A ] [B ]
К
[ AB]
де К – константа дисоціації;
[ ] – рівноважна концентрація.

10.

Властивості розчинів електролітів
Константа дисоціації є кількісною характеристикою слабких
електролітів: чим меншим є значення К, тим слабкішим є
електроліт. Значення констант дисоціації слабких електролітів
наводяться в довідниках.
Константи дисоціації деяких кислот
Назва
Нітритна
Мурашина
Оцтова
Ціанідна
Формула
HNO2
HCOOH
CH3COOH
HCN
К
5,1∙ 10-4
1,8 ∙ 10-4
1,74 ∙ 10-5
5,0 ∙ 10-10

11.

Властивості розчинів електролітів
Для бінарних слабких електролітів між константою дисоціації
та ступенем електролітичної дисоціації існує зв’язок, який
називається законом розведення Оствальда:
С 2
К
1
де К – константа електролітичної дисоціації;
α – ступінь дисоціації;
С – молярна концентрація електроліту.
Для дуже слабких електролітів (α 1) формулу можна
спростити:
2
К С
Тобто, при підвищенні концентрації слабкого електроліту
ступінь його дисоціації зменшується, а при пониженні
концентрації – навпаки
К С

12.

Властивості розчинів електролітів
Відповідно до теорії електролітичної дисоціації, кислоти – це
сполуки, які під час дисоціації утворюють катіони гідрогену та
аніони кислотного залишку, наприклад:
Багатоосновні слабкі
наприклад:
перша стадія
кислоти
дисоціюють
ступінчаcто,
друга стадія
загальне рівняння
Дисоціація багатоосновних кислот відбувається головним
чином за першою стадією і меншою мірою за другою.

13.

Властивості розчинів електролітів
Основи – це сполуки, які під час дисоціації утворюють катіони
металів і йони гідроксиду, наприклад:
Солі – це сполуки, які під час дисоціації утворюють катіони
металу та аніони кислотного залишку.
Наприклад, середні солі:
кислі солі:
основні солі:

14.

Властивості розчинів електролітів
Згідно з теорією електролітичної дисоціації реакції в розчинах
електролітів відбуваються між йонами. Їх називають реакціями
йонного обміну. Реакції між йонами відбуваються лише тоді, коли
внаслідок їхньої взаємодії:
виділяється газ;
утворюється осад;
утворюється слабкий електроліт (вода тощо).
Якщо ці умови не виконуються, то реакції йонного обміну
не відбуваються, в розчині утворюється суміш йонів.
Приклад рівняння реакції йонного обміну
молекулярне рівняння реакції:
повне йонне рівняння реакції:
скорочене йонне рівняння реакції:

15.

Дисоціація води,
водневий показник

16.

Дисоціація води, водневий показник
Вода – слабкий електроліт (α = 1,8 ∙ 10–9), що дисоціює на
йони:
Добуток концентрацій йонів гідрогену та гідроксилу є
величиною сталою за даної температури. Добуток
концентрацій йонів гідрогену та гідроксилу називають йонним
добутком води. При 22 °С йонний добуток води дорівнює
1 ∙ 10–14.
Kводи = [Н+] ∙ [OH–] = 10–14
де Kводи – йонний добуток води;
[Н+] – молярна концентрація йонів Н+;
[OH–] – молярна концентрація йонів OH–.

17.

Дисоціація води, водневий показник
Йонний добуток води – стала величина як для чистої води,
так і для розбавлених розчинів електролітів (кислот, основ,
солей) за даної температури. Це означає, що збільшення у
водному розчині концентрації йонів гідрогену [Н+] завжди
супроводжується зменшенням концентрації йонів гідроксилу
[OH–] і навпаки.
Якщо відома молярна концентрація йонів Н+ (або OH–), можна
обчислити молярну концентрацію йонів OH– (або Н+ ):
14
10
[H ]
[OH ]
14
10
[OH ]
[H ]

18.

Дисоціація води, водневий показник
Водневий показник рН – це десятковий логарифм молярної
концентрації йонів Н+, взятий з протилежним знаком:
pH = – lg [Н +]
де [Н+] – молярна концентрація йонів гідрогену, моль/л.
За аналогією з рН введено гідроксильний показник pОH –
десятковий логарифм молярної концентрації йонів ОН–,
взятий з протилежним знаком:
pОH = – lg [ОН–]
де [ОН–] – молярна концентрація йонів гідроксилу, моль/л.
Молярна концентрація йонів гідрогену і гідроксилу дорівнює
[Н +] = 10–pH
[ОН –] = 10–pОH
Між водневим і гідроксильним показниками існує зв’язок:
рН + рОН = 14

19.

Дисоціація води, водневий показник
Розчини
за кислотно-основними властивостями
кислі
[Н +] > [ОН–]
pH < 7
нейтральні
[Н +] = [ОН–]
pH = 7
лужні
[Н +] < [ОН–]
pH > 7

20.

Дисоціація води, водневий показник
Кислотність середовища можна визначити за допомогою
кислотно-основних індикаторів. Індикатори використовують у двох
формах: в розчинах або нанесеними на смужки паперу.
Кислотно-основні індикатори – це слабкі органічні основи та
кислоти, які здатні змінювати своє забарвлення залежно від
концентрації йонів Н+ в розчині. У розчині кислотно-основного
індикатора встановлюється рівновага
Йонна і молекулярна форми кислотно-основного індикатора
мають різне забарвлення. Забарвлення розчину визначається
співвідношенням концентрацій йонної та молекулярна форм, яке
залежить від рН розчину. Колір однієї форми індикатора
превалює, якщо її концентрація в 10 разів вища, ніж іншої форми.

21.

Дисоціація води, водневий показник
Кислотно-основні індикатори змінюють своє забарвлення в
певному інтервалі рН розчину.
Індикатор
метиловий
оранжевий
метиловий
червоний
лакмус
фенолфталеїн
тимолфталеїн
алізариновий
жовтий
Інтервал переходу
забарвлення
Забарвлення
у кислому
середовищі
у лужному
середовищі
3,1 — 4,0
червоне
жовте
4,2 — 6,2
червоне
жовте
5,0 — 8,0
8,2 — 10,0
9,3 — 10,5
червоне
безбарвне
безбарвне
синє
малинове
синє
10,0 — 12,1
світло-жовте
темно-оранжеве

22.

Дисоціація води, водневий показник
Для визначення рН розчинів використовують універсальні
індикатори (суміші кислотно-основних індикаторів), які
змінюють своє забарвлення у межах 1 – 14 одиниць рН.
Універсальний
індикаторний
папірець здатний змінювати своє
забарвлення від червоного до
синього в залежності від величини рН
розчину. Кожний відтінок кольору
наближено
відповідає
певному
значенню рН розчину за спеціальною
шкалою кольорів.
Найточніше рН розчину можна визначити за допомогою
спеціальних приладів – рН-метрів.

23.

Гідроліз солей

24.

Гідроліз солей
Гідроліз солі – це взаємодія солі з водою, в результаті якої
утворюється слабкий електроліт і змінюється рН
середовища.
За кімнатної температури, для не дуже розведених
розчинів солей гідроліз проходить, переважно, тільки за
першим ступенем.
За відношенням до води всі солі поділяються на чотири
групи залежно від природи катіона та аніона, що входять
до складу солі.

25.

Гідроліз солей
1. Сіль, утворена сильною основою і слабкою кислотою, при
розчиненні у воді гідролізується з утворенням лужного
середовища, рН > 7.
Сіль Na2CO3, утворена сильною основою NaOH і слабкою
кислотою Н2CO3:

26.

Гідроліз солей
2. Сіль, утворена слабкою основою і сильною кислотою, при
розчиненні у воді гідролізується з утворенням кислого
середовища, рН < 7.
Сіль AlCl3, утворена слабкою основою Al(OH)3 і сильною
кислотою HCl:

27.

Гідроліз солей
3. Сіль, утворена слабкою основою і слабкою кислотою,
гідролізується повністю з утворенням слабкої основи і слабкої
кислоти,
середовище
близьке
до
нейтрального,
рН ≈ 7
Сіль (NH4)2S, утворена слабкою основою NH4OH і слабкою
кислотою H2S, гідролізується повністю:
(NH4)2S + 2H2O = 2NH4OH + H2S ↑
2NH4+ + S2- + 2H2O = 2NH4OH + H2S
4. Сіль, утворена сильною основою і сильною кислотою, при
розчиненні у воді не гідролізується, середовище нейтральне,
рН= 7.
Сіль K2SO4, утворена сильною основою KOH і сильною кислотою
H2SO4, не гідролізується, рН середовища не змінюється.