Физико-химические процессы в растворах

AB × (n+m)S A^x+× n S + B^x-× m S

Если вещество при растворении не подвергается диссоциации, то это неэлектролит. Если вещество в процессе растворения распадается на ионы, то это электролит.

В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул (процесс диссоциации обратим). Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации:

a = N_дис / N_общ = С_дис / С_общ,

где N – число молекул; С – концентрация электролита в растворе.

По величине степени диссоциации электролиты делятся на две группы:

Если a > 0,3 (30%), то такие электролиты называют сильными. К сильным электролитам относятся некоторые кислоты (HCl, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄, HBr, HI), щелочи (растворимые в воде основания металлов, такие как NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ и др.) и практически все соли. В растворах сильные электролиты практически полностью распадаются на ионы (диссоциация сильных электролитов необратимая и одноступенчатая):

Al₂(SO₄)₃ 2 Al³⁺ + 3 SO₄

Если степень диссоциации электролита a < 3%, то электролиты называют слабыми. К слабым электролитам относятся молекулы воды, гидроксида аммония NH₄OH, слабых кислот и оснований. Диссоциация слабых электролитов - процесс обратимый и ступенчатый, для него устанавливается состояние химического равновесия, которое характеризуется константой равновесия - константой диссоциации.

Например, диссоциация фосфорной кислоты - трехступенчатый процесс:

1 ступень: H₃PO₄ H⁺ + H₂PO₄ ; K₁ = =8×10^-3

2 ступень: H₂PO₄ H⁺ + HPO₄ ; K₂ = =6×10^-8

3 ступень: HPO₄ H⁺ + PO₄ ; K₃ = =2×10^-12

Суммарный процесс:

H₃PO₄ 3H⁺ + PO₄ ; K = = К₁×К₂×К₃=1×10^-21

[H⁺], [H₂PO₄ ], [HPO₄ ], [PO₄ ], [H₃PO₄] - равновесные концентрации ионов;

К₁, К₂, К₃ - ступенчатые константы диссоциации;

К - общая константа диссоциации.

Обменные реакции в растворах происходят между ионами сильных электролитов и молекулами слабых электролитов. Равновесие реакций обмена в растворах смещено в сторону образования осадков, газов, молекул слабых электролитов.

В ионном виде реакции обмена записывают следующим образом:

- сильные растворимые в воде электролиты пишут в виде ионов;

- слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул:

2NaNO₂ + H₂SO₄ Na₂SO₄ + 2HNO₂

растворимая сильная растворимая слабая

в воде соль кислота в воде соль кислота

(реакция в молекулярном виде)

2Na⁺ + 2NO₂ + 2H⁺ + SO₄² 2Na⁺ + SO₄² + 2HNO₂

(полное ионное уравнение реакции)

2NO₂ + 2H⁺ 2HNO₂

(сокращенное ионное уравнение реакции)

Свойства химических соединений в растворах определяются характером их диссоциации:

HCl H⁺ + Cl (кислоты при диссоциации дают ионы Н⁺);

NaOH Na⁺ + OH (основания при диссоциации дают ионы ОН^-);

NaCl Na⁺ + Cl (cоли при диссоциации дают катионы металлов и анионы кислотных остатков).

Существуют электролиты, которые могут участвовать в химических реакциях как в роли основания, так и в роли кислоты. Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся оксиды и основания некоторых металлов: цинка, алюминия, свинца, олова, хрома(III) и некоторых других. Эти оксиды и основания способны реагировать как с кислотами, так и с основаниями, образуя в качестве продуктов реакции соли:

Al(OH)₃ + 3HCl AlCl₃ + 3H₂O

Al(OH)₃ + NaOH NaAlO₂ + 2H₂O

Al(OH)₃ + 3NaOH Na₃[Al(OH)₆]

Sn(OH)₂ + 2HCl SnCl₂ + 2H₂O

Sn(OH)₂ + 2NaOH Na₂SnO₂ + 2H₂O

Sn(OH)₂ + 2NaOH Na₂[Sn(OH)₄]