Угольная кислота появляется в результате разложения углекислого газа в водной среде. Этим веществом искусственно насыщают минеральные воды. Формула угольной кислоты Н2СО3. Поэтому при открытии бутылки с газированной водой, можно увидеть активные пузырьки. Основное получение угольной кислоты происходит в воде.

Уравнение

СО2 (г) + Н2О СО2 . Н2О (раствор) Н2СО3 Н+ + HCO3- 2H+ + CO32-.

Сама по себе угольная кислота представляет слабое непрочное соединение, которое невозможно выделить в свободном состоянии из воды.

Но стоит отметить тот факт, что во время разложения гидрокарбоната аммония, формируются устойчивые соединения угольной кислоты. Такие крепкие химические связи образуются только в период, когда гидрокарбонат аммония вступает в газовую фазу реакции.

Вещество является интересным объектом для изучения. Его изучают австралийские ученые уже более 6 лет. В безводном состоянии эта кислота напоминает прозрачные кристаллы, которые имеют высокую стойкость к низким температурам, но при нагревании кристаллы угольной кислоты начинают разлагаться.

Данное вещество считается слабым по своей структуре, но в тоже время, угольная кислота является сильнее борной. Весь секрет заключается в количестве атомов водорода. В составе угольной кислоты имеется два атома водорода, поэтому она считается двухосновной, а борная кислота - одноосновная.

Особенности солей угольной кислоты

Эта кислота считается двухосновной, поэтому может создавать соли двух видов:

• . карбонаты угольной кислоты - средние соли,
• . гидрокарбонаты - кислые соли.

Карбонатами угольной кислоты могут выступать в соединения: Na2СO3,(NH4)2CO3. Они не способны растворятся в водной среде. Кислые соли этого вещества включают в себя: бикарбонаты NaHCO3 , Ca(HCO3)2. Для получения гидрокарбонатов производят реакцию, в которой основными веществами являются: угольная кислота и натрий.

Соли угольной кислоты помогли человечеству в строительстве, медицине и даже кулинарии. Потому что они встречаются в составе:

• . мела,
• . пищевой, кальцинированной и кристаллической соды,
• . известняковой породы,
• . мраморного камня,
• . поташа.

Гидрокарбонаты и карбонаты кислоты могут вступать в реакции с кислотами, во время этих реакции возможно выделение углекислого газа. Также эти вещества могут быть взаимозаменяемыми, они способны разлагаться под воздействием температуры.

Реакции угольной кислоты:

2NaHCO3 → Na2CO3 +H2O +CO2
Na2CO3 + H2O + CO2 →2NaHCO3

Химические свойства

Данная кислота по своей структуре способна входить в реакции со многими веществами.

Свойства угольной кислоты раскрываются в реакциях:

• . диссоциации,
• . с металлами,
• . с основаниями,
• . с основными оксидами.

Na2O + CO2 → Na2CO3
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
NaOH + CO2 → NaHCO3

Угольная кислота представляет собой слабый электролит, так как слабая летучая кислота не может выступать в роли мощного электролита в отличие от, например, соляной кислоты. Этот факт можно увидеть в результате добавление лакмуса в раствор угольной кислоты. Изменение цвета будет незначительным. Поэтому можно утверждать, что угольная кислота может поддерживать 1 уровень диссоциации.

Применение

Данное вещество можно увидеть в составе газированных вод. Но соли угольной кислоты широко применяют:

• . для строительной сферы,
• . в процессе производства стекла,
• . в процессе производства моющих и чистящих средств,
• . производства бумаги,
• . для некоторых подкормок и удобрений для растений,
• . в медицине.

Отечественный и мировой рынок предлагает в продаже различные препараты и химические вещества, в состав которых входит угольная кислота:

• . мочевина или карбамид,
• . литиевая соль угольной кислоты,
• . углекислый кальций (мел),
• . кальцинированная сода (натрий углекислый) и т.д.

Карбамид используют в качестве удобрения для плодовых и декоративных растений. Его средняя цена составляет 30-40 рублей за 1 кг. Фасуют готовую продукцию в полиэтиленовые пакеты и мешки, весом 1, 5,25,50 кг.

Литиевую соль угольной кислоты используют в составе керамических изделий, ситаллов. Этот материал используется для производства камер сгорания для реактивных двигателей, его добавляют в глазури, эмали, грунтовки для различных металлов. Литиевую соль добавляют в грунтовки для обработки алюминия, чугуна и стали.

Это химическое вещество добавляют в процессе стекловарения. Стекла, в состав которых была добавлена литиевая соль, имеют повышенную проницаемость светлового потока. Иногда литиевую соль угольной кислоты используют в процессе производства пиротехники.

Производители

Средняя цена 1 кг такого вещества в России составляет 3900-4000 рублей. Главным заводом-изготовителем этого вещества считается московский завод ООО Компонент-Реактив. Также литиевую соль угольной кислоты производят в компаниях: ООО КурскХимПром, ООО ВитаХим, ООО Русхим, ЗАО Химпэк.

Мел производится для технических и кормовых целей. Средняя цена кормового мела составляет 1800 рублей за 1 тонну. Фасуется в основном по 50 кг, 32 кг. Производители: ООО Меловик, ООО МТ Ресурс, ООО Зооветснаб, ООО Агрохиминвест.

Кальцинированная сода применяется для стирки, удаления пятен и отбеливания. Средняя цена на этот продукт на розничном рынке варьируется в пределах 16-30 рублей за 1 кг. Производители: ООО Новэра, ЗАО ХимРеактив, ООО ХимПлюс, ООО СпецБурТехнологии, ООО СпецКомплект и др.

1. ЭЛЕКТРОЛИТЫ

1.1. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сила электролитов

Согласно теории электролитической диссоциации, соли, кислоты, гидроксиды, растворяясь в воде, полностью или частично распадаются на самостоятельные частицы – ионы.

Процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя называют электролитической диссоциацией . Вещества, диссоциирующие на ионы в растворах, называют электролитами. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами ; к ним относятся, например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами ; к ним принадлежат ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы.

Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита (α) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы (n ), к общему числу его молекул в растворе (N ), или

α = .

Степень электролитической диссоциации принято выражать либо в долях единицы, либо в процентах.

Электролиты со степенью диссоциации больше 0,3 (30%) обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 0,03 (3%) до 0,3 (30%)-средними, менее 0,03 (3%)-слабыми электролитами. Так, для 0,1 M раствора CH 3 COOH α = 0,013 (или 1,3 %). Следовательно, уксусная кислота является слабым электролитом. Степень диссоциации показывает, какая часть растворенных молекул вещества распалась на ионы. Степень электролитической диссоциации электролита в водных растворах зависит от природы электролита, его концентрации и температуры.

По своей природе электролиты можно условно разделить на две большие группы: сильные и слабые . Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (α = 1).

К сильным электролитам относятся:

1) кислоты (H 2 SO 4 , HCl , HNO 3 , HBr , HI , HClO 4 , H М nO 4 );

2) основания – гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы (щелочи) – LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , а также гидроксиды щелочноземельных металлов – Ba (OH ) 2 , Ca (OH ) 2 , Sr (OH ) 2 ;.

3) соли, растворимые в воде (см. таблицу растворимости).

Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном в недиссоциированном состоянии (в молекулярной форме). Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

К слабым электролитам относятся:

1) неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S , HNO 2 , H 2 SO 3 , HCN , H 3 PO 4 , H 2 SiO 3 , HCNS , HСlO и др.);

2) вода (H 2 O );

3) гидроксид аммония (NH 4 OH );

4) большинство органических кислот

(например, уксусная CH 3 COOH, муравьиная HCOOH);

5) нерастворимые и малорастворимые соли и гидроксиды некоторых металлов (см. таблицу растворимости).

Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. Например, диссоциация соляной кислоты (НС l ) записывается следующим образом:

HCl → H + + Cl – .

Основания диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксид-ионов. Например, диссоциация КОН

КОН → К + + ОН – .

Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато. Например,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H + + CO 3 2– .

Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой

.

Для диссоциации по второй ступени:

.

В случае угольной кислоты константы диссоциации имеют следующие значения: K I = 4,3 × 10 –7 , K II = 5,6 × 10 –11 . Для ступенчатой диссоциации всегда K I >K II >K III > ... , т.к. энергия, которую необходимо затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы.

Средние (нормальные) соли, растворимые в воде, диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2– .

Кислые соли (гидросоли) – электролиты, содержащие в анионе водород, способный отщепляться в виде иона водорода Н + . Кислые соли рассматривают как продукт, получающийся из многоосновных кислот, в которых не все атомы водорода замещены на металл. Диссоциация кислых солей происходит по ступеням, например:

KHCO 3 → K + + HCO 3 – (первая ступень)

Электролиты - это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и соли. Вещества, не проводящие электрического тока в растворенном или расплавленном состоянии, называют неэлектролитами. К ним относятся многие органические вещества, например сахара, и др. Способность растворов электролитов проводить электрический ток объясняют тем, что молекулы электролитов при растворении распадаются на электрически положительно и отрицательно заряженные частицы - ионы. Величина заряда иона численно равна валентности атома или группы атомов, образующих ион. Ионы отличаются от атомов и молекул не только наличием электрических зарядов, но и другими свойствами, например ионы не имеют ни запаха, ни цвета, ни других свойств молекул хлора. Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно заряженные-анионами. Катионы образуют водорода Н + , металлов: К + , Na + , Са 2+ , Fe 3+ и некоторые группы атомов, например группа аммония NH + 4 ; анионы образуют атомы и группы атомов, являющиеся кислотными остатками, например Cl - , NO - 3 , SO 2- 4 , CO 2- 3 .

Распад молекул электролитов на ионы называется электролитической диссоциацией, или ионизацией, и представляет собой обратимый процесс, т. е. в растворе может наступать состояние равновесия, при котором сколько молекул электролитов распадается на ионы, столько их вновь образуется из ионов. Диссоциация электролитов на ионы может быть представлена общим уравнением: , где KmAn - недиссоциированная молекула, К z+ 1 - катион, несущий z 1 положительных зарядов, А z- 2 - анион, имеющий z 2 отрицательных зарядов, m и n - число катионов и анионов, образующихся при диссоциации одной молекулы электролита. Например, .

Число положительных и отрицательных ионов в растворе может быть разным, но суммарный заряд катионов всегда равен суммарному заряду анионов, поэтому раствор в целом электронейтрален.

Сильные электролиты практически полностью диссоциируют на ионы при любых концентрациях их в растворе. К ним относятся сильные кислота (см.), сильные основания и почти все соли (см.). Слабые электролиты, к которым относятся слабые кислоты и основания и некоторые соли, например сулема HgCl 2 , диссоциируют лишь частично; степень их диссоциации, т. е. доля молекул, распавшихся на ионы, возрастает с уменьшением концентрации раствора.

Мерой способности электролитов распадаться на ионы в растворах может служить константа электролитической диссоциации (константа ионизации), равная
где в квадратных скобках показаны концентрации соответствующих частиц в растворе.

При пропускании через раствор электролита постоянного электрического тока катионы перемещаются к отрицательно заряженному электроду - катоду, анионы передвигаются к положительному электроду - аноду, где отдают свои заряды, превращаясь в электронейтральные атомы или молекулы (катионы получают электроны от катода, а анионы отдают электроны на аноде). Так как процесс присоединения электронов к веществу является восстановлением, а процесс отдачи электронов веществом - окислением, то при пропускании электрического тока через раствор электролита на катоде происходит восстановление катионов, а на аноде-окисление анионов. Этот окислительно-восстановительный процесс называют электролизом.

Электролиты являются непременной составной частью жидкостей и плотных тканей организмов. В физиологических и биохимических процессах большую роль играют такие неорганические ионы, как Н + , Na + , К + , Са 2+ , Mg 2+ , ОН - , Cl - , НСО - 3 , H 2 РО - 4 , SO 2- 4 (см. Минеральный обмен). Ионы Н + и ОН - в организме человека находятся в очень малых концентрациях, но их роль в жизненных процессах огромна (см. Кислотно-щелочное равновесие). Концентрация ионов Na + и Cl - значительно превосходит таковую всех других неорганических ионов вместе взятых. См. также Буферные растворы, Иониты.

Электролиты - вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Типичными электролитами являются соли, кислоты и основания.

Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса молекулы электролитов в растворах самопроизвольно распадаются на положительно и отрицательно заряженные частицы - ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно заряженные - анионами. Величина заряда иона определяется валентностью (см.) атома или группы атомов, образующих данный ион. Катионы образуют обычно атомы металлов, например К+, Na+, Са2+, Mg3+, Fe3+, и некоторые группы других атомов (например, группа аммония NH 4); анионы, как правило, образуются атомами и группами атомов, являющихся кислотным остатками, например Cl-, J-, Br-, S2-, NO 3 -, CO 3 , SO 4 , PO 4 . Каждая молекула электронейтральна, поэтому число элементарных положительных зарядов катионов равно числу элементарных отрицательных зарядов анионов, образующихся при диссоциации молекулы. Наличием ионов объясняется способность растворов электролитов проводить электрический ток. Поэтому растворы электролитов называют ионными проводниками, или проводниками второго рода.

Диссоциация молекул электролитов на ионы может быть представлена следующим общим уравнением:

где - недиссоциированная молекула, - катион, несущий n1 положительных зарядов, - анион, имеющий n2 отрицательных зарядов, р и q - число катионов и анионов, входящих в состав молекулы электролита. Так, например, диссоциация серной кислоты и гидрата окиси аммония выражается уравнениями:

Количество ионов, содержащихся в растворе, принято измерять в грамм-ионах на 1 л раствора. Грамм-ион - масса ионов данного вида, выраженная в граммах и численно равная формульному весу иона. Формульный вес находят суммированием атомных весов атомов, образующих данный ион. Так, например, формульный вес ионов SO 4 -равен: 32,06+4-16,00=96,06.

Электролиты подразделяют на низкомолекулярные, высокомолекулярные (полиэлектролиты) и коллоидные. Примерами низкомолекулярных электролитов, или просто электролитов, могут служить обычные низкомолекулярные кислоты, основания и соли, которые в свою очередь принято делить на слабые и сильные электролиты. Слабые электролиты не полностью диссоциируют на ионы, вследствие чего в растворе устанавливается динамическое равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами электролитов (уравнение 1). К числу слабых электролитов относятся слабые кислоты, слабые основания и некоторые соли, например сулема HgCl 2 . Количественно процесс диссоциации может быть охарактеризован степенью электролитической диссоциации (степенью ионизации) α, изотоническим коэффициентом i и константой электролитической диссоциации (константой ионизации) К. Степенью электролитической диссоциации α называют ту долю молекул электролитов, которая распадается на ионы в данном растворе. Величина а, измеряемая в долях единицы или в %, зависит от природы электролита и растворителя: она уменьшается с увеличением концентрации раствора и обычно слегка изменяется (возрастает или уменьшается) с увеличением температуры; она также уменьшается при введении в раствор данного электролита более сильного электролита, образующего одноименные ноны (например, степень электролитической диссоциации уксусной кислоты СН 3 СООН уменьшается при добавлении к ее раствору соляной кислоты HCl или ацетата натрия CH 3 COONa).

Изотонический коэффициент, или коэффициент Вант-Гоффа, i равен отношению суммы числа ионов и непродиссоциировавших молекул электролита к числу его молекул, взятых для приготовления раствора. Экспериментально i определяется путем измерения осмотического давления, понижения температуры замерзания раствора (см. Криометрия) и некоторых других физических свойств растворов. Величины i и α взаимосвязаны уравнением

где n - число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы данного электролита.

Константа электролитической диссоциации К представляет собой константу равновесия. Если электролит диссоциирует на ионы по уравнению (1), то

где, и - концентрации в растворе катионов и анионов (в г-ион/л) и недиссоциированных молекул (в моль/л) соответственно. Уравнение (3) является математическим выражением закона действующих масс в применении к процессу электролитической диссоциации. Чем больше К, тем электролит лучше распадается на ионы. Для данного электролита К зависит от температуры (обычно с увеличением температуры возрастает) и, в отличие от а, не зависит от концентрации раствора.

Если молекула слабого электролита может диссоциировать не на два, а на большее число ионов, то диссоциация протекает по стадиям (ступенчатая диссоциация). Например, слабая угольная кислота H 2 СO 3 в водных растворах диссоциирует в две ступени:

При этом константа диссоциации 1-й ступени значительно превышает таковую 2-й ступени.

Сильные электролиты согласно теории Дебая - Хюккеля в растворах полностью диссоциированы на ионы. Примерами этих электролитов могут служить сильные кислоты, сильные основания и почти все растворимые в воде соли. Вследствие полной диссоциации сильных электролитов в их растворах содержится огромное число ионов, расстояния между которыми таковы, что между разноименно заряженными ионами проявляются силы электростатического притяжения, благодаря чему каждый ион окружен ионами противоположного заряда (ионная атмосфера). Наличие ионной атмосферы снижает химическую и физиологическую активность ионов, их подвижность в электрическом поле и другие свойства ионов. Электростатическое притяжение между разноименно заряженными ионами возрастает с увеличением ионной силы раствора, равной полусумме произведений концентрации С каждого иона на квадрат его валентности Z:

Так, например, ионная сила 0,01 молярного раствора MgSO 4 равна

Растворы сильных электролитов независимо от их природы при одинаковой ионной силе (не превышающей, однако, 0,1) обладают одинаковой ионной активностью. Ионная сила крови человека не превышает 0,15. Для количественного описания свойств растворов сильных электролитов была введена величина, называемая активностью а, формально заменяющая концентрацию в уравнениях, вытекающих из закона действующих масс, например в уравнении (1). Активность а, имеющая размерность концентрации, связана с концентрацией уравнением

где f - коэффициент активности, показывающий, какую долю действительной концентрации данных ионов в растворе составляет эффективная их концентрация или активность. С уменьшением концентрации раствора f возрастает и в очень разбавленных растворах становится равной 1; в последнем случае а=С.

Низкомолекулярные электролиты являются непременной составной частью жидкостей и плотных тканей организмов. Из ионов низкомолекулярных электролитов в физиологических и биохимических процессах большую роль играют катионы Н+, Na+, Mg2+, Са2+ и анионы ОН-, Cl-, НСO 3 , H 2 РO 4 , НРO 4 , SO 4 (см. Минеральный обмен). Ионы Н + и ОН- в организмах, в том числе и в организме человека, находятся в очень малых концентрациях, но роль их в жизненных процессах огромна (см. Кислотно-щелочное равновесие). Концентрации Na+ и Cl- значительно превосходят концентрацию всех других ионов, вместе взятых.

Для живых организмов в высшей степени характерен так называе антагонизм ионов - способность ионов, находящихся в растворе, взаимно снижать присущее каждому из них действие. Установлено, например, что ионы Na+ в той концентрации, в которой они находятся в крови, ядовиты для многих изолированных органов животных. Однако ядовитость Na+ подавляется при добавлении к содержащему их раствору в соответствующих концентрациях ионов К+ и Са2 + . Таким образом, ионы К+ и Са2+ являются антагонистами ионов Na+. Растворы, в которых вредное действие каких-либо ионов устранено действием ионов антагонистов, называются эквилибрированными растворами. Антагонизм ионов обнаружен при действии их на самые различные физиологические и биохимические процессы.

Полиэлектролитами называют высокомолекулярные электролиты; примерами их являются белки, нуклеиновые кислоты и многие другие биополимеры (см. Высокомолекулярные соединения), а также ряд синтетических полимеров. В результате диссоциации макромолекул полиэлектролитов образуются низкомолекулярные ионы (противоионы), как правило, различной природы и многозарядный макромолекулярный ион. Часть противоионов прочно связана с макромолекулярный ионом электростатическими силами; остальные находятся в растворе в свободном состоянии.

Примерами коллоидных электролитов могут служить мыла, дубильные вещества и некоторые красители. Для растворов этих веществ характерно равновесие:
мицеллы (коллоидные частицы) → молекулы → ионы.

При разбавлении раствора равновесие смещается слева направо.

См. также Амфолиты.

Кислоты: HCl HBr HI HClO 4 HMnO 4 H 2 SO 4 HNO 3

Основания: гидроксиды, образованные s-элементами 1 и s-элементами 11 группы,начиная с Ca

NaOH KOH Ca(OH) 2 Sr(OH) 2 Ba(OH) 2

Соли – практически все.

Кислоты с точки зрения теории диссоциации – это электролиты, которые диссоциируют с образованием катиона водорода и аниона кислотного остатка. Наличие катионов водорода в растворах кислот обуславливает их кислый вкус, способность изменять окраску индикатора, оказывать раздражающее и даже воспалительное действие.

Кислоты, в зависимости от силы, диссоциируют по-разному.

Сильные кислоты диссоциируют сразу и необратимо:

Слабые электролиты диссоциируют ступенчато и обратимо

CH 3 COOH = CH 3 COO - + H +

H 2 CO 3 = H + + HCO 3 -

HCO 3 - = H + + CO 3 2-

Диссоциацию слабых кмслот, как обратимый процесс, характеризует константа диссоциации

К дис. CH 3 COOH = (CH 3 COO -)*(H +)

Для угольной кислоты, как двухосновной кислоты, будед характерно наличие

К дис 1 ст Н 2 СО 3 =(НСО 3 -)*(Н +)

К дис.2ст Н 2 СО 3 = (СО 3 2-)*(Н +)

Константа диссоциации, как любая константа обратимого процесса, - величина постоянная для каждого электролита (зависит от природы вещества) и зависит от температуры раствора. Чем меньше константа диссоциации, тем слабее электролит. (К дис. – величина постоянная и ее можно найти в справочной таблице)

Основания – это электролиты, которые диссоциируют с образованием катиона металла и гидроксид-аниона. Сильные основания диссоциируют сразу и необратимо:

КОН К + + ОН -

Слабые электролиты диссоциируют ступенчато и обратимо

Mg(OH) 2 MgOH + + OH -

MgOH + Mg 2+ + OH -

Соли – сильные элпектролиты, поэтому в растворе сразу и полностью распадаются на катионы металла и анионы кислотного остатка.

Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2-

Na 3 PO 4 3Na + + PO 4 3-

Кислые соли диссоциируют сначала на катион металла и анион кислотного остатка

NaHCO 3 Na + + HCO 3 -

А затем кислотный остаток диссоцирует как кислота

HCO 3 - H + + CO 3 2-

Понятие о водородном показателе (рh)

В качестве настворителя используют чаще всего воду. Вода относится хоть и к слабым, но электролитам и в растворе диссоциирует

Н 2 О = Н + +ОН -

Как любой обратимый процесс,характеризуется своей константой диссоциации

К дис. =(Н +)*(ОН -)

Экспериментально доказано, что из 10000000 молекул только одна распадается на ионы.Поэтому концентрацию воды принимают за величину постоянную и получают следующее выражение

Кдис * (Н 2 О) = Кw=(Н +)*(ОН -) =const=10 -14 (эта величина называется ионное произведение воды)

Т.к. эта величина постоянная, то используется для расчета концентрации ионов Н + или ОН -

Например, (ОН -) =10 -3 определить (Н +) = ?

(Н +) = К w = 10 -14 =10 -11

- (OH -) = 10 -1 (H +) = 10 -13 ph =13

- (OH -) = 10 -5 (H +) = 10 -9 ph = 9

- (OH -) = 10 -7 (H +) = 10 -7 ph = 7

- (OH -) =10 -10 (H +) = 10 -4 ph = 4

- (OH -) = 10 -14 (H +) =10 0 =1 ph =1

Все последующие расчеты сделаны аналогично первому. Пользоваться дробными обозначениями концентраций неудобно, поэтому вводят понятие водородный показатель ( его значения приведены в крайнем правом столбце)

(H +)= 10 -6 ph=6, (H +) = 10 -11 ph=11

, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , /2003

§ 6.3. Сильные и слабые электролиты

Материал этого раздела частично вам знаком по ранее изученным школьным курсам химии и из предыдущего раздела. Кратко повторим, что вам известно, и познакомимся с новым материалом.

В предыдущем разделе мы обсуждали поведение в водных растворах некоторых солей и органических веществ, полностью распадающихся на ионы в водном растворе.
Имеется ряд простых, но несомненных доказательств того, что некоторые вещества в водных растворах распадаются на частицы. Так, водные растворы серной H 2 SO 4 , азотной HNO 3 , хлорной HClO 4 , хлороводородной (соляной) HCl, уксусной CH 3 COOH и других кислот имеют кислый вкус. В формулах кислот общей частицей является атом водорода, и можно предположить, что он (в виде иона) является причиной одинакового вкуса всех этих столь различных веществ.
Образующиеся при диссоциации в водном растворе ионы водорода придают раствору кислый вкус, поэтому такие вещества и названы кислотами. В природе только ионы водорода имеют кислый вкус. Они создают в водном растворе так называемую кислотную (кислую) среду.

Запомните, когда вы говорите «хлороводород», то имеете в виду газообразное и кристаллическое состояние этого вещества, но для водного раствора следует говорить «раствор хлороводорода», «хлороводородная кислота» или использовать общепринятое название «соляная кислота», хотя состав вещества в любом состоянии выражается одной и той же формулой – НСl.

Водные растворы гидроксидов лития (LiOH), натрия (NаОН), калия (КОН), бария (Ва(ОН) 2), кальция (Са(ОН) 2) и других металлов имеют одинаковый неприятный горько-мыльный вкус и вызывают на коже рук ощущение скольжения. По-видимому, за это свойство ответственны гидроксид-ионы ОН – , входящие в состав таких соединений.
Хлороводородная HCl, бромоводородная HBr и йодоводородная HI кислоты реагируют с цинком одинаково, несмотря на свой различный состав, т. к. в действительности с цинком реагирует не кислота:

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н2,

а ионы водорода:

Zn + 2H + = Zn 2+ + Н 2 ,

и образуются газообразный водород и ионы цинка.
Смешивание некоторых растворов солей, например хлорида калия KCl и нитрата натрия NaNO 3 , не сопровождается заметным тепловым эффектом, хотя после выпаривания раствора образуется смесь кристаллов четырех веществ: исходных – хлорида калия и нитрата натрия – и новых – нитрата калия КNO 3 и хлорида натрия NaCl. Можно предположить, что в растворе две исходные соли полностью распадаются на ионы, которые при его выпаривании образуют четыре кристаллических вещества:

Сопоставляя эти сведения с электропроводностью водных растворов кислот, гидроксидов и солей и с рядом других положений, С.А.Аррениус в 1887 г. выдвинул гипотезу электролитической диссоциации, согласно которой молекулы кислот, гидроксидов и солей при растворении их в воде диссоциируют на ионы.
Изучение продуктов электролиза позволяет приписать ионам положительные или отрицательные заряды. Очевидно, если кислота, например азотная НNO 3 , диссоциирует, предположим, на два иона и при электролизе водного раствора на катоде (отрицательно заряженный электрод) выделяется водород, то, следовательно, в растворе имеются положительно заряженные ионы водорода Н + . Тогда уравнение диссоциации следует записать так:

НNO 3 = Н + + .

Электролитическая диссоциация – полный или частичный распад соединения при его растворении в воде на ионы в результате взаимодействия с молекулой воды (или другого растворителя).
Электролиты – кислоты, основания или соли, водные растворы которых проводят электрический ток в результате диссоциации.
Вещества, не диссоциирующие в водном растворе на ионы и растворы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами .
Диссоциация электролитов количественно характеризуется степенью диссоциации – отношением числа распавшихся на ионы «молекул» (формульных единиц) к общему числу «молекул» растворенного вещества. Степень диссоциации обозначается греческой буквой . Например, если из каждых 100 «молекул» растворенного вещества 80 распадаются на ионы, то степень диссоциации растворенного вещества равна: = 80/100 = 0,8, или 80%.
По способности к диссоциации (или, как говорят, «по силе») электролиты разделяют на сильные , средние и слабые . По степени диссоциации к сильным электролитам относят те из них, для растворов которых > 30%, к слабым – < 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
В случае водных растворов к сильным электролитам ( > 30%) относят перечисленные ниже группы соединений.
1 . Многие неорганические кислоты, например хлороводородная НCl, азотная HNO 3 , серная H 2 SО 4 в разбавленных растворах. Самая сильная неорганическая кислота – хлорная НСlО 4 .
Сила некислородных кислот возрастает в ряду однотипных соединений при переходе вниз по подгруппе кислотообразующих элементов:

HCl – HBr – HI.

Фтороводородная (плавиковая) кислота HF растворяет стекло, но это вовсе не говорит о ее силе. Эта кислота из бескислородных галогенсодержащих относится к кислотам средней силы из-за высокой энергии связи Н–F, способности молекул HF к объединению (ассоциации) благодаря сильным водородным связям, взаимодействия ионов F – с молекулами НF (водородные связи) с образованием ионов и других более сложных частиц. В результате концентрация ионов водорода в водном растворе этой кислоты оказывается значительно пониженной, поэтому фтороводородную кислоту считают средней силы.
Фтороводород реагирует с диоксидом кремния, входящим в состав стекла, по уравнению:

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O.

Фтороводородную кислоту нельзя хранить в стеклянных сосудах. Для этого используют сосуды из свинца, некоторых пластмасс и стекла, стенки которых покрыты изнутри толстым слоем парафина. Если для «травления» стекла использовать газообразный фтороводород, то поверхность стекла становится матовой, что используется для нанесения на стекло надписей и различных рисунков. «Травление» стекла водным раствором фтороводородной кислоты приводит к разъеданию поверхности стекла, которая остается прозрачной. В продаже обычно бывает 40%-й раствор плавиковой кислоты.

Сила однотипных кислородных кислот изменяется в противоположном направлении, например йодная кислота НIО 4 слабее хлорной кислоты НСlО 4 .
Если элемент образует несколько кислородных кислот, то наибольшей силой обладает кислота, в которой кислотообразующий элемент имеет самую высокую валентность. Так, в ряду кислот НСlО (хлорноватистая) – НСlО 2 (хлористая) – НСlО 3 (хлорноватая) – НСlО 4 (хлорная) последняя наиболее сильная.

Один объем воды растворяет около двух объемов хлора. Хлор (примерно половина его) взаимодействует с водой:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HСlO.

Хлороводородная кислота является сильной, в ее водном растворе практически нет молекул HCl. Правильнее уравнение реакции записать так:

Cl 2 + H 2 O = H + + Cl – + HClO – 25 кДж/моль.

Образующийся раствор называют хлорной водой.
Хлорноватистая кислота – быстродействующий окислитель, поэтому ее применяют для отбеливания тканей.

2 . Гидроксиды элементов главных подгрупп I и II групп периодической системы: LiОН, NaОН, КОН, Са(ОН) 2 и др. При переходе вниз по подгруппе по мере усиления металлических свойств элемента сила гидроксидов возрастает. Растворимые гидроксиды главной подгруппы I группы элементов относят к щелочам.

Щелочами называют растворимые в воде основания. К ним относят также гидроксиды элементов главной подгруппы II группы (щелочно-земельные металлы) и гидроксид аммония (водный раствор аммиака). Иногда щелочами считают те гидроксиды, которые в водном растворе создают высокую концентрацию гидроксид-ионов. В устаревшей литературе вы можете встретить в числе щелочей карбонаты калия К 2 СО 3 (поташ) и натрия Na 2 CO 3 (сода), гидрокарбонат натрия NaHCO 3 (питьевая сода), буру Na 2 B 4 O 7 , гидросульфиды натрия NaHS и калия KHS и др.

Гидроксид кальция Са(ОН) 2 как сильный электролит диссоциирует в одну ступень:

Са(ОН) 2 = Са 2+ + 2ОН – .

3 . Почти все соли. Соль, если это сильный электролит, диссоциирует в одну ступень, например хлорид железа:

FeCl 3 = Fe 3+ + 3Cl – .

В случае водных растворов к слабым электролитам ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 . Вода H 2 O – важнейший электролит.

2 . Некоторые неорганические и почти все органические кислоты: H 2 S (сероводородная), H 2 SO 3 (сернистая), H 2 CO 3 (угольная), HCN (циановодородная), Н 3 РО 4 (фосфорная, ортофосфорная), H 2 SiO 3 (кремниевая), H 3 BO 3 (борная, ортоборная), СН 3 СООН (уксусная) и др.
Заметим, что угольная кислота в формуле H 2 CO 3 не существует. При растворении углекислого газа СО 2 в воде образуется его гидрат СО 2 Н 2 О, который мы для удобства расчетов записываем формулой H 2 CO 3 , и уравнение реакции диссоциации выглядит так:

Диссоциация слабой угольной кислоты проходит в две ступени. Образующийся гидрокарбонат-ион также ведет себя как слабый электролит.
Точно так же ступенчато диссоциируют и другие многоосновные кислоты: Н 3 РО 4 (фосфорная), H 2 SiO 3 (кремниевая), H 3 BO 3 (борная). В водном растворе диссоциация практически проходит лишь по первой ступени. Как осуществить диссоциацию по последней ступени?
3 . Гидроксиды многих элементов, например Аl(OH) 3 , Cu(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Fe(OH) 3 и др.
Все эти гидроксиды диссоциируют в водном растворе ступенчато, например гидроксид железа
Fe(OH) 3:

В водном растворе диссоциация проходит практически только по первой ступени. Как сместить равновесие в сторону образования ионов Fe 3+ ?
Осно"вные свойства гидроксидов одного и того же элемента усиливаются с уменьшением валентности элемента. Так, осно"вные свойства дигидроксида железа Fe(OH) 2 выражены сильнее, чем у тригидроксида Fe(OH) 3 . Это утверждение равносильно тому, что кислотные свойства Fe(OH) 3 проявляются сильнее, чем у Fe(OH) 2 .
4 . Гидроксид аммония NH 4 OH.
При растворении газообразного аммиака NH 3 в воде получается раствор, который очень слабо проводит электрический ток и имеет горько-мыльный вкус. Среда раствора осно"вная, или щелочная. Объясняется такое поведение аммиака следующим образом. При растворении аммиака в воде образуется гидрат аммиака NH 3 Н 2 О, которому условно мы приписываем формулу несуществующего гидроксида аммония NH 4 OH, считая, что это соединение диссоциирует с образованием иона аммония и гидроксид-иона ОН – :

NH 4 OH = + ОН – .

5 . Некоторые соли: хлорид цинка ZnCl 2 , тиоцианат железа Fe(NСS) 3 , цианид ртути Hg(CN) 2 и др. Эти соли диссоциируют ступенчато.

К электролитам средней силы некоторые относят фосфорную кислоту Н 3 РО 4 . Мы будем считать фосфорную кислоту слабым электролитом и записывать три ступени ее диссоциации. Серная кислота в концентрированных растворах ведет себя как электролит средней силы, а в очень концентрированных растворах – как слабый электролит. Мы далее будем считать серную кислоту сильным электролитом и записывать уравнение ее диссоциации в одну ступень.