|
|
Растворы электролитовЭлектролиты. Известно, что существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счет движения электронов в электрическом поле, либо за счет движения ионов. Электронная проводимость присуща, прежде всего, металлам. Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. В связи с этим все вещества принято условно делить по их поведению в растворах на две категории: а) вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью (электролиты); б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью (неэлектролиты). К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например спирты, углеводы. Электролитическая диссоциация. Кроме хорошей электропроводности, растворы электролитов обладают более низкими значениями давления пара растворителя и температуры плавления и более высокими температурами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих свойств шведский ученый С. Аррениус в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации. Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов — катионов и анионов. Процесс диссоциации во всех случаях является обратимым, поэтому при написании уравнений реакции диссоциации необходимо применять знак обратимости « . Различные электролиты, согласно теории Аррениуса, диссоциируют на ионы в различной степени. Полнота распада зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, температуры. Сильные и слабые электролиты. В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% — средними, менее 3% — слабыми электролитами. К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты (НСl, HBr, HI, НNО3, НсlO4, Н2SO4(разб.)) и некоторые основания (LiОН, NaOH, КОН, Са(ОН)2, Sr(OH)2, Ва(ОН)2). К слабым электролитам относится большинство кислот (особенно органических) и оснований. Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор). Константа диссоциации. Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит. Выражение для константы диссоциации можно получить, если записать уравнение реакции диссоциации электролита АК в общем виде: Основные классы неорганических веществ: а) Оксиды. Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород. Почти все химические элементы образуют оксиды. До настоящего времени еще не получены оксиды трех элементов — благородных газов гелия, неона и аргона. Согласно международной номенклатуре названия оксидов образуют из латинского корня названия элемента с большей относительной электроотрицательностью с окончанием -ид и русского названия элемента с меньшей относительной электроотрицательностью в родительном падеже. Если же элемент образует несколько оксидов, то в их названиях указывается степень окисления элемента римской цифрой в скобках сразу после названия. Например, Н2О — оксид водорода (вода), FeО — оксид железа (II), Fe2O3 — оксид железа (III), Р2O3 — оксид фосфора (III), Р2О5 — оксид фосфора (V), P4O6 — гексаоксид тетра-фосфора, Р4O10 — декаоксид тетрафосфора, Сu2О — оксид меди (I) или оксид димеди. Особую группу кислородных соединений элементов составляют пероксиды. Обычно их рассматривают как соли пероксида водорода Н2O2, проявляющего слабые кислотные свойства. У пероксидов атомы кислорода химически связаны не только с атомами других элементов, но и между собой (образуют пероксидную группу —О—О—. Например, пероксид натрия Na2О2 (пероксо- — название группы —О—О—). Надо уметь правильно определять степень окисления элементов в пероксидах. Так, в пероксиде бария ВаO2 степень окисления бария равна +2, а кислорода -1. По химическим свойствам оксиды делятся на три группы: основные, кислотные и амфотерные. Основные оксиды. Основными называются такие оксиды, которым соответствуют основания. Например, Nа2O, СаО, FеО, NiO являются основными оксидами, так как им соответствуют основания NаОН, Са(ОН)2, Fе(ОН)2, Ni(ОН)2. Некоторые основные оксиды при взаимодействии с водой образуют основания,Основные классы неорганических веществ. Особую группу кислородных соединений элементов составляют пероксиды. Обычно их рассматривают как соли пероксида водорода Н2O2, проявляющего слабые кислотные свойства. У пероксидов атомы кислорода химически связаны не только с атомами других элементов, но и между собой (образуют пероксидную группу —О—О—. Например, пероксид натрия Na2О2 (пероксо- — название группы —О—О—). Надо уметь правильно определять степень окисления элементов в пероксидах. Так, в пероксиде бария ВаO2 степень окисления бария равна +2, а кислорода -1. По химическим свойствам оксиды делятся на три группы: основные, кислотные и амфотерные. б) Кислоты. Кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода Н+. В соответствии с этими определениями к кислотам относятся, например, НСl, H2SO4, HNO3, H2S. Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяется заряд кислотного остатка (аниона). Соляная и азотная кислоты образуют только однозарядные кислотные остатки (Сl- ,NО3-); молекула серной кислоты (Н2SO4 может образовать два кислотных остатка: однозарядный (НSO4-) и двухзарядный (SO42-); молекула фосфорной кислоты может дать три кислотных остатка: однозарядный, двухзарядный и трехзарядный (Н2РО4-, НРО42- и РО43-). Различают кислородные и бескислородные кислоты. Как показывает само название, первые содержат кислород (например Н2SO4, НNO3, Н3РО4), вторые его не содержат (например, НСl, НВr, НI, H2S). Названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -ная, -вая, если степень окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая. Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется префикс "мета”, при наибольшем числе — префикс "орто”. Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с окончанием -о и прибавлением слова водородная. в) Основания. Основанием называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН- В соответствии с этими определениями к основаниям относятся, например, NaOH, Са(ОН)2, NH4OH.
Амфотерные гидроксиды. Амфотерными называются такие гидроксиды, которые при диссоциации образуют одновременно и катионы водорода Н+, и гидроксид-ионы ОН-. Такими являются Аl(ОН)3, Zn(ОН)2, Сr(ОН)3, Ве(ОН)2, Gе(ОН)2, Sn(ОН)4, Рb(ОН)2 и др. г) Cоли. Солями называются соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а иногда, кроме них, ионы водорода и гидроксид-ионы.
Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований. Так, при гидролизе СН3СООNН4 реакция раствора будет слабощелочной, поскольку константа диссоциации гидроксида аммония (К = 6,3× 10- 5) больше константы диссоциации уксусной кислоты (К = 1,75× 10- 5). Протонные кислоты. Электролитическая диссоциация явилась основой успешного развития теории растворов и изучения процессов, протекающих в них. В этом заключается ее большое значение в химии. Однако эта теория не объясняет процессов, протекающих в неводных растворах. Так, например, если хлорид аммония в водном растворе ведет себя как соль (диссоциирует на ионы NН4+ и Сl- ), то в жидком аммиаке он проявляет свойства кислоты, — растворяет металлы с выделением водорода. Как основание ведет себя азотная кислота, растворенная в жидком фтороводороде или в безводной серной кислоте. Эти факты не согласуются с теорией электролитической диссоциации. Их объясняет протолитическая теория кислот и оснований, предложенная в 1923 г. независимо датским ученым Бренстедом и английским ученым Лоури. Согласно этой теории кислотами являются вещества, молекулы или ионы, отщепляющие при данной реакции протоны. Основаниями являются вещества, молекулы или ионы, присоединяющие протоны. Как те, так и другие получили общее название протолитов. Кислоты Льюиса. Еще более общее определение кислот и оснований предложил Г. Льюис. Он предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии. Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса. Например, фторид алюминия АlF3 — кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком: AlF3 + : NH3 « [AlF3]: [NH3] Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса. Так, согласно определению, аммиак является основанием Льюиса в реакции |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||