Читайте также:
|
|
Способностью проводить ток обладают водные растворы кислот, оснований, солей. Не проводят ток водные растворы газов, сахара, спирта, глицерина и др.
Морская вода представляет собой электролит – почти полностью ионизированный раствор различных солей – и благодаря этому является достаточно хорошим проводником электрического тока.
Электропроводность водных растворов кислот, оснований и солей объясняет теория электролитической диссоциации, разработанная в 1887 г. шведским ученым Сванте Аррениусом. В совершенствовании этой теории большое значение имели труды русских ученых, особенно И. А. Каблукова.
Основные положения теории электролитической диссоциации следующие:
1. Электролиты с ионной или полярной структурой при растворении в воде частично или полностью распадаются на ионы. У кислот, оснований и солей положительно заряженными ионами являются атомы водорода и металлов, а отрицательными – кислотные и водные остатки. Например, молекула хлористого натрия NaCl распадается на положительно заряженный ион натрия N+ и отрицательно заряженный ион Cl-.
2. Отличаясь от нейтральных атомов или молекул наличием заряда, ионы обладают и совершенно иными свойствами.
Например, ион водорода содержится в растворе в большом количестве, в то время как газообразный водород почти нерастворим в воде; ион натрия, находясь в растворе, не действует на воду, а металлический натрий бурно реагирует с водой, образуя едкий натр; ион хлора не имеет ни запаха, ни цвета, ни других свойств газообразного хлора, являющегося отравляющим веществом.
3. Ионы в растворе свободно и беспорядочно передвигаются в разных направлениях, но при включении раствора электролита в электрическую цепь положительные ионы движутся к отрицательному электроду, а отрицательные ионы – к положительному, т. е. ток переносится ионами; сила тока есть суммарный результат движения положительных и отрицательных ионов.
Из основных положений теории электролитической диссоциации следует, что распад молекул на ионы происходит не под влиянием тока, а при растворении электролитав воде; действие же тока на раствор заключается лишь в перемещении ионов к электродам.
Совершая в растворе беспорядочное тепловое движение, ионы сталкиваются между собой и благодаря разноименным зарядам вновь соединяются в молекулы. Таким образом, одновременно с распадом молекул на ионы (ионизация) в растворе происходит и обратное соединение ионов в молекулу (моляризация).
В то время как скорость диссоциации по мере распада молекул уменьшается, скорость обратного процесса – моляризации – увеличивается. Когда скорости обоих процессов сравняются, наступит состояние равновесия, при котором количество недиссоциированных молекул и ионов остается постоянным. Таким образом, диссоциация не доходит до конца – это обратимый процесс.
Не все электролиты обнаруживши одинаковую способность к диссоциации. Отношение числа диссоциированных молекул к общему числу растворенных молекул называется степенью диссоциации электролита.
Например, если из 100 молекул NaCl, растворенных в воде, 65 диссоциировало на ионы, то степень диссоциации равна 0,65, или 65%.
Степень диссоциации зависит как от природы электролита, так и от концентрации раствора: при разведении раствора степень диссоциации электролита увеличивается. Для каждого электролита степень диссоциации определяют путем измерения электропроводности раствора или другими методами
По степени диссоциации электролиты подразделяются на сильные и слабые.
Сильными называют электролиты, молекулы которых хорошо диссоциируют на ионы, степень диссоциации превышает 30–40%. К ним относятся кислоты (соляная, азотная, серная), основания (едкий натр, едкий калий, гидроокись кальция и бария), кроме гидроокиси аммония, и почти все соли.
Слабыми называют электролиты, молекулы которых лишь частично распадаются на ионы, степень диссоциации менее 30–40%. К ним относятся некоторые кислоты (уксусная, угольная, борная, сероводородная), все труднорастворимые в воде основания (гидроокись аммония) и некоторые соли (хлорид серебра).
При смешении двух электролитов в реакцию вступают не молекулы, а их ионы. Такие реакции называют ионными, а для того, 'выразить сущность таких реакций, пользуются ионными уравнениями. При составлении ионных уравнений записывают сна-Й?$авнение реакции в молекулярном виде:
AgNO3+NaCI=NaNO3+jAgCl.
особенностью обратимых реакций является то, что исходные вещества расходуются не полностью и реакция идет до определенного предела, а затем как бы останавливается. В реакции между азотнокислым серебром и хлористым натрием, несмотря на то, что образующийся AgCl выпадает в осадок, часть его вновь переходит в раствор в виде ионов Ag+ и С1", В результате в ионных растворах наблюдаются одновременно две противоположные реакции: одна направлена в сторону образования продуктов реакции (слева направо), другая направлена в сторону распада продуктов реакции на ионы (справа налево).
Реакция, протекающая слева направо, называется прямой и обозначается ->-, противоположная реакция называется обратной и обозначается ■*-.
Таким образом, реакцию образования AgCl необходимо изображать так:
Na++ СГ+Ag++
NO3
AgCl,
или
J
Химические реакции могут протекать с различными скоростями. В одних случаях реакция протекает мгновенно, в других длится годы и столетия. Скорость каждой реакции зависит как от природы вещества, так и от тех условий, в которых она протекает (концентрация, температура, давление, присутствие катализаторов и др.). Так как вещества реагируют друг с другом в эквивалентных количествах, то о скорости реакции можно судить по изменению концентрации любого из реагирующих веществ.
Скорость химической реакции при постоянной температуре и постоянном давлении пропорциональна произведению ионных концентраций реагирующих веществ.
Это очень важное положение было установлено в 1867 г. норвежскими учеными Гульдбергом и Вааге и получило название закона действующих масс.
Этот закон вытекает из следующего заключения: чем больше ионов в растворе, тем больше вероятность столкновения между ними и тем больше в одно и то же время образуется продуктон реакции. В нашем примере при смешивании NaCl с AgNO3 нами нается взаимодействие, в результате которого образуется моле кула AgCl. В то же время с момента появления в смеси молекул AgCl возникает обратная реакция. Вначале скорость прямом р< акции ввиду большой концентрации ионов реагирующих веществ будет больше скорости обратной реакции. Но по мере течения реакции концентрация веществ уменьшается и скорость прямой реакции становится все меньше, а скорость обратной увеличим
ется, так как увеличивается количество молекул AgCl. НаК(......
Наступает момент, когда скорости обеих реакций становятся |'"..... ill i\iu единицу времени образуется столько М" |
........ р • I ил ионы Ли1 м С1-.
I
Такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называется химическим равновесием, а для водных растворов — ионным равновесием.
Ионное равновесие обусловливается не прекращением реакции, а равенством скорости двух противоположных процессов и, по существу, является динамическим равновесием. Такое равновесие может сохраняться как угодно долго при неизменных условиях, но стоит изменить их, как равновесие нарушается.
Выразим условия наступления равновесия в математической форме, которая фактически является математической формулировкой закона действующих масс.
Возьмем обратимую реакцию, выраженную уравнением общего вида
где А и В — два вещества, участвующие в реакции, из которых образуются вещества С и D.
Обозначим концентрацию этих веществ в грамм-молярной или i рамм-ионной форме (в одном литре растворена грамм-молекула исщества) соответственно
[А], [В\ и \С\, [D].
Скорость прямой реакции V\, обратной V2. Так как скорость ими пропорциональна произведению реагирующих веществ......... гвующих масс), то для прямой реакции
........1.........
Ь\\А\\в\
.....|'<[>ц и и. и I nponoj......жальности, величина, постоянная
||......и реви...... ЕСЛИ примять, что it реакции взято по одной
1скулс [А] и \Н\, то V = k, т. е. коэффициент показывает, 'I 'I.H и. грамм молекулы вещества прореагировала в данной 1НЦИН в единицу времени. Коэффициент k можно назвать еще
чиной скорости.
||рИ установившемся равновесии скорости обеих реакций (иря-братной) равны:
Vx = kx[A] [B], V2=k2\C\ [£>], kx\A\\B\=k2\C\[D\,
ft, [C] |ni
A, | I | \li\-
и fei и k2 — величины постоянные, то их отношение. ■тся величиной посто!........I котория навышиетси ком
стантой равновесия и обозначается буквой К:
тогда
[С] \Р] W [В]
К.
Смысл этого выражения можно сформулировать так: при обратимых реакциях (при данной температуре и давлении) равновесие наступает тогда, когда отношение произведения концентраций образующихся веществ к произведению концентраций вступающих в реакцию веществ станет постоянной для данной реакции величиной.
Например, для реакции взаимодействия Ag+ и СЬ константа равновесия будет иметь следующий вид:
[AgCl]
[Ag+J [CI-]
[C1-] •
Знание закона действующих масс позволяет управлять течением химических реакций и, если известна величина К, производить количественные расчеты концентраций компонентов равновесной сйстейы.
Из закона действующих масс выводится важное понятие — ионное произведение, или произведение растворимости, которое показывает, что, если меняется концентрация одного из ионов, то должно измениться в обратной зависимости содержание другого. Это позволяет рассчитывать концентрацию иона малорастворимой соли по известной концентрации другого иона.
Возьмем равновесие:
Применим к этому равновесию закон действующих масс:
^" [BaSO4l '
Принимая [HaSOd в насыщенном растворе за величину посто-мнимп п Д1П1Н1.1Х yivioniiHx, поронггем ее в левую часть равенстнп:
A |».*iU-|11«""||ЧО5 I.
Дата добавления: 2014-12-18; просмотров: 116 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав |