ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Электролитическая диссоциация из "Основы общей химии" Число способны к ионизации гидроксильных групп определяет кислотность основания (И 5). [c.172] Число способных к ионизации атомов водорода определяет основность кислоты. [c.172] Как уже отмечалось ( 4), характер электролитической диссоциации той или иной молекулы в значительной степени предопределяется полярностями ее валентных связей. Но полярность связи между какими-нибудь элементами не является неизменным их свойством, а более или менее сильно зависит также от других элементов, соединенных с каждым из данных. Например, полярность связи водорода с кислородом в соединениях типа ROH существенно зависит от химической природы атома или радикала R. Если последний характеризуется сильно выраженными металлическими свойствами, связь между ним и кислородом резко полярна (до перехода в ионный тип), тогда как связь О—Н в этом случае малополярна. Наоборот, если атом или радикал R обладает резко выраженными металлоидными свойствами, связь между ним и кислородом малополярна, а связь О—Н становится резко выраженной полярной. Грубо говоря, характер каждой из обеих связей определяется относительной легкостью оттягивания кислородом электронов от R и от Н. [c.172] Как следует из всего изложенного выше, теоретически амфо-терность является о б щ и м свойством электролитов типа ROH. Однако вероятность диссоциации по тому или другому направлению во многих случаях настолько различна, что практически можно считаться только с одним из них. Таким образом, наметившееся еще в начале XIX века (II 5) подразделение соединений типа ROH на два противоположных класса — основания и кислоты — до известной степени сохраняет свое значение. [c.173] Подобные Na l ионные молекулы в теории растворов часто называют ионными парами. [c.174] Количественную характеристику равновесного состояния электролита дает его степень диссоциации, т. е. отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул.. Это отношение часто множат на 100 и, таким образом, выражают диссоциированную часть в процентах от общего числа молекул. Числовые значения степеней диссоциации можно найти с помощью закона разбавленных растворов. [c.174] Пример. По понижению точки замерзания найдем степень диссоциации Na l в растворе, содержащем на 1000 г воды одну грамм-молекулу этой соли (58,5 г). Для такого раствора можно было бы ожидать понижение на 1,86 град, между тем в действительности получается 3,36 град ( 4). Так как при определении степени Диссоциации важно знать не абсолютные числа диссоциированных и растворенных молекул, а лишь отношение между ними, рассуждение значительно упрощается. Допустим, что растворено 100 молекул Na l и они при отсутствии диссоциации должны Дать понижение на 1,86 град. На практике последнее получилось большим в отношении 3,36 1,86 = 1,80. Следовательно, найденное понижение соответствует тому, которое должны дать не 100, а 180 растворенных частиц, т. е. из взятых 100 молекул распалась на ионы такая доля, что в сумме образовалось 180 частиц. Это может быть в том случае, если из каждых 100 растворенных молекул 80 распались на ионы, так как тогда имеем 20 недиссоциированных молекул -1- 80 ионов Na -Ь 80 Ионов С1 а всего 180 частиц. Таким образом, степень диссоциации Na l в данно 1 растворе равна 0,80, т. е. диссоциировано 80% всех растворенных молекул. [c.174] При работах с растворами электролитов удобно пользоваться так называемыми нормальными концентрациями. Нормальным (1 н.) называется раствор, содержащий в литре один грамм-эквивалент растворенного вещества. В общем случае грамм-экви-валентные или, как их часто называют, нормальные веса находят, деля грамм-молекулярный вес электролита на число валентных связей между образующими его молекулу ионами. Например, нормальные веса HNO3, Ва(ОН)2, А12(504)з соответстйенно равняются М, М/2 и М/в. Основное преимущество такого способа выражения концентрации электролитов перед другими заключается в том, что при одинаковой нормальности растворов, например. Любая щелочь будет реагировать с любой кислотой в равных объемах. В отношении обозначения концентраций к нормальным растворам относится все сказанное ранее о молярных ( 2). [c.175] В приводимой таблице сопоставлены непосредственно определяемые на опыте степени диссоциации солей различного типа, а также некоторых кислот и оснований. Отдельные их представители диссоциированы весьма различно, но во всех случаях гораздо сильнее самой воды, которая также помещена в таблице. [c.175] Константа равновесия К характеризует в данном случае электролитическую диссоциацию СН3СООН и поэтому называется константой диссоциации. Чем больше ее величина, тем более ионизировано рассматриваемое соединение. [c.176] Так как константа диссоциации с изменением концентрации раствора не меняется, она дает более общую характеристику электролита, чем степень диссоциации. Это верно, однако, лишь для слабых электролитов, растворы которых содержат сравнительно немного ионов. Напротив, у сильных электролитов начинает заметно сказываться наличие электростатического взаимодействия ионов друг с другом, результатом чего являются отклонения от закона действия масс и изменение величины К при разбавлении раствора. Поэтому в приводимой таблице константы диссоциации (при обычных температурах) даны только для некоторых слабых электролитов. [c.176] Из сопоставления значений констант, соответствующих ионизации первого, второго и третьего водородов фосфорной кислоты (/Сь К2, Кз), видно, насколько сильно сказывается при ступенчатой диссоциации увеличение заряда диссоциирующей частицы. [c.177] Благодаря тому что константа диссоциации слабого электролита при данной температуре — величина постоянная, можно искусственно изменять концентрации отдельных его ионов в растворе. Этим часто пользуются для понижения концентрации ионов водор.зда или гидроксила, т. е. кислотности или щелочности среды. [c.177] Для чистой воды Н ] = [ОН ] —уКв= 10- г-ион/л. [c.177] Пользуясь ионным произведением воды, можно любую реакцию среды (кислую, нейтральную или щелочную) выразить через концентрацию только водородных ионов. В нейтральном растворе [Н ] (ее часто обозначают в виде Сн), по-предыдущему, равна 10 . Очевидно, что в кислом растворе она больше, а в щелочном—меньше. Таким образом, при переходе от нейтральной среды ко все более и более кислой Сн будет становиться равной 10- , 10- , 10 и т. д. наоборот, при переходе ко все более щелочной среде будем иметь Сц = Ю- , 10 , Ю- о и т. д. [c.177] Количественное обозначение реакции среды можно еще более упростить, если принять за основу водородный показатель (pH), опреде ляемый соотношением pH = —lg н. Тогда нейтральная среда будет характеризоваться pH = 7, кислая pH = 6 5 4 и т. д., щелочная pH = 8 9 10 и т. д. (рис. У-14). Само собой разумеется, что могут существовать и все промежуточные (между целочисленными) значения водородного показателя. [c.178] Диссоциация электролита на ионы большей частью не связана с заметным выделением или поглощением тепла. Поэтому небольшие изменения температуры обычно мало на ней сказываются. [c.178] Образование оксониевого иона играет большую роль при диссоциации кислот, являясь основной причиной перехода полярной структуры кислотной молекулы в ионную. Следовательно, процесс распада на иопы, например, молекулы НС1 можно было бы в порядке уточнения выразить уравнением Н2О - - НС1 = НзО -f СГ. Однако в этом нет необходимости, так как и при обычном способе написания ион водорода понимается как гидратированный (Н , а не Н- ). [c.178] Вернуться к основной статье