![]() Главная страница Случайная страница КАТЕГОРИИ: АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника |
Теплота растворения электролитов
Так сильные основания, кислоты и соли легко диссоциируют в воде, их ионы активно взаимодействуют с молекулами воды, вследствии чего теплота их растворения высока. Причем с увеличением валентности катионов теплоа растворения возрастает. Одновалентные катионы Na+ и К+ “гидрофобны”(точнее слабогидрофильны) они предпочитают активнее взаимодействовать с анионами, чем с молекулами воды, поэтому их соединения труднее растворяются в воде(с поглощением тепла.) Гидратированные ионы имеющие противоположные заряд могут взаимодействовать друг с другом, образуя аквакомплексы. Растворимость электролитов объясняется слабыми связями ионов (электролитов одновалентныъх катионов Na+, К+ и аионаов Cl-), их высокой гидрофильностью. Истинные растворы – гомогенные системы, не способны образовывать структуры, как коллоидные растворы. Удельная поверхность дисперсных истинных растворов в сотни-тысячи раз больше дисперсных коллоидных растворов. Поэтому абсолютная энергия ионов истинных растворов во много раз выше объемной энергии коллоидных частиц. К истинным растворам относят щелочи, кислоты, и растворимые в воде соли, легко диссоциирующие в воде на ионы. Щелочи - хорошо растворимые в воде основания. Чаще всего это соединения одновалентных металлов с гидроксиланионами:
Na – OН K – OН. В качестве катионов электролитов-щелочей выступают одновалентные и двухвалентные металлы с большим ионным радиусом, например, Ва (ОН)2 (ионный радиус Ва2+ 1, 43 А°). Основания двухвалентных металлов с малыми ионными радиусами в воде малорастворимы, например, Са(ОН)2 (ионный радиус Са 1, 06 А°), или нерастворимы, например, Мg(ОН)2 (ионный радиус Мg 0, 78 А°). Кислоты - это химические соединения, диссоциирующие в воде с образованием в качестве катионов ионов водорода. К сильным кислотам относят кислоты со слабыми связями водорода с высокоотрицательными анионами: Cl, Вг, I, и кислородсодержащими анионными группами (при наличии в них не менее, двух атомов кислорода с двойными связями).
Вследствие малых ионных радиусов металлоиды (S- 0, 35 А0, Р- 0, 35 А°, N - 0, 2 А°, С - 0, 2 А°) с высокоотрицательными атомами кислорода образуют прочные ковалентные связи (S–О 517 кДж/моль, Р-О 594 кДж/моль, С-О 1071 кДж/моль). Связи водорода с кислородсодержащими анионными группами несколько меньше чем у металлоида с кислородом. Электронное облако, вследствии высокой электроотрицательности кислорода, смещается в сторону несвязанного водородом кислорода с двойными связями.. Связь металлоида с кислородом становится полярной. На полюсе металлоида положительный, на полюсе кислорода - отрицательный заряд. Электронное облако кислорода, связанного с водородом, в свою очередь смещается в сторону металлоида, а прочность связи водорода с кислородом понижается.
Чем больше атомов кислорода с двойной связью, выше полярность аниона, тем ниже прочность связей водорода с анионной группой. Так, сильные кислородсодержащие кислоты имеют не менее двух таких атомов: H2S04, НNОз, НМnO4 и т.д. Эффективность электролита определяется количеством ионов, появившихся в растворе при его диссоциации. Наиболее полно диссоциируют кислоты с одновалентными анионами (галогенами). Причем с увеличением ионного радиуса галогена прочность связей ионов понижается, степень диссоциации повышается. Степень диссоциации в химии обычно определяют по константе диссоциации
где в числителе указаны концентрации ионов (продуктов диссоциации), а в знаменателе - концентрация недиссоциированных молекул. Соли-электролиты - это соли со слабыми связями гидрофильных ионов между собой (соли кислот с одновалентными металлами). Их можно разделить на три группы: щелочные, кислотные и нейтральные. К кислотным солям относят соли поливалентных металлов, после диссоциации активно взаимодействующих с молекулами воды и образующих в результате гидролиза ионы водорода Н+, например,
А1С1з=А13+ +ЗСl- Al3++H2O=Al(OH)2++H+ Al(OH)2++ H2O= Al(OH)++H+ Al(OH)++ H2O = А1(ОН)3 + H+
К " нейтральным" солям относят соли со слабыми связями ионов в кристалле (соли с одновалентными анионами и катионами. слабо взаимодействующие с молекулами воды: NaCI, КСl и др. К щелочным солям относят соли слабых кислот чаще одновалентных металлов с поливалентными анионами, способными образовывать (после диссоциации) в растворе связи с водородом воды и выделять ионы ОН- : карбонаты, нитраты фосфаты и др.
Na2CО3+Н2О=2Nа+НСО3+ +ОН-
Таблица 4.2 Растворимость кислот, оснований и солей в воде
|