ELEKTROLYTEN

ELEKTROLYTE, Substanzen mit Ionenleitfähigkeit; Sie werden als Leiter zweiten Typs bezeichnet - der Stromfluss durch sie geht mit der Übertragung von Materie einher. Elektrolyte umfassen geschmolzene Salze, Oxide oder Hydroxide sowie (viel häufiger vorkommende) Lösungen von Salzen, Säuren oder Basen in polaren Lösungsmitteln, beispielsweise in Wasser. Festelektrolyte sind ebenfalls bekannt. Um einen elektrischen Strom durch eine Elektrolytlösung zu leiten, werden zwei Metall- oder Kohlenstoffplatten - Elektroden - abgesenkt und mit den Polen einer Gleichstromquelle verbunden. Die positive Elektrode wird als Anode bezeichnet, die negative als Kathode. Der Stromdurchgang durch den Elektrolyten geht mit chemischen Reaktionen an den Elektroden einher. Bei einer Kathode, die in ein geschmolzenes Salz oder Oxid oder in eine Salzlösung eingetaucht ist, wird üblicherweise das Metall abgeschieden, das Teil des Elektrolyten ist. An der Kathode wird Wasserstoffgas freigesetzt, das in eine wässrige Lösung einer Säure, Base oder eines Salzes eines Erdalkalimetalls oder Erdalkalimetalls eingetaucht ist. An der Anode aus einem inerten Material wie Platin oder Kohle wird gasförmiger Sauerstoff in der wässrigen Lösung und Chlor in konzentrierten wässrigen Chloridlösungen oder in geschmolzenen Chloriden freigesetzt. Zink-, Kupfer- oder Cadmiumanoden selbst lösen sich unter dem Einfluss eines elektrischen Stroms allmählich auf; Gas bildet sich in diesem Fall nicht.

ELEKTROLYSE

Faradaysche Gesetze.

Elektrolyse bezieht sich auf chemische Prozesse, die unter dem Einfluss eines elektrischen Stroms auf in einen Elektrolyten eingetauchte Elektroden ablaufen. Die Menge der gebildeten Substanz hängt mit der Menge an Elektrizität zusammen, die durch den Elektrolyten geleitet wird (Strom ґ Zeit), Faradaysche Gesetze: 1) Die Menge an Substanz, die an der Elektrode gebildet wird, wenn ein konstanter elektrischer Strom durch den Elektrolyten geleitet wird, ist direkt proportional zur Menge an Elektrizität, d.h. Stromstärke und Elektrolysezeit; 2) Bei verschiedenen Elektrodenprozessen mit der gleichen Elektrizitätsmenge, die durch den Elektrolyten geleitet wird, sind die Massen der gebildeten Substanzen proportional zu ihren chemischen Äquivalenten. (Das Äquivalent eines Elements ist seine Menge, die sich mit 1 Mol Wasserstoffatomen verbindet oder bei chemischen Reaktionen die gleiche Anzahl von Wasserstoffatomen ersetzt, und das Äquivalent einer komplexen Substanz ist ihre Menge, die rückstandslos mit 1 Äquivalent Wasserstoff oder einer anderen Substanz interagiert Äquivalentes Gewicht.)

Die Faradayschen Gesetze gelten sowohl für Lösungen als auch für Schmelzen und gelten für beide Elektroden. Die zur Bildung von 1 Äquiv. jede Substanz, die für alle Substanzen gleich ist; es ist 96 485 C und wird als Faradaysche Zahl oder Faradaysche Konstante (grundlegende physikalische Konstante) bezeichnet. Dieses Muster ist in der Praxis weit verbreitet. Basierend auf der Menge des verbrauchten Stroms ist es möglich, die Masse oder Dicke der Metallbeschichtung zu berechnen, die während des Galvanisierens gebildet wird, und umgekehrt, indem Sie die Dicke der Beschichtung einstellen, können Sie abschätzen, wie viel Strom dafür benötigt wird. Die Gesetze von Faraday bilden den Kern der Arbeit eines Voltmeters und von Geräten zur Messung von Gleichstrom. Siehe auch ELEKTRISCHE MESSUNGEN; ELEKTROCHEMIE.

1833 schlug M. Faraday vor, dass elektrisch geladene Teilchen, Ionen, Strom durch einen Elektrolyten führen. Positiv geladene Ionen (z. B. Metall- und Wasserstoffionen), die sich durch den Elektrolyten zur Kathode bewegen, werden als Kationen bezeichnet, und negativ geladene Ionen, die sich zur Anode bewegen, werden als Anionen bezeichnet. Es wurde angenommen, dass Ionen ihre Ladung an den Elektroden verlieren, während sich Metall- oder Wasserstoffatome aus Kationen an der Kathode und Halogene oder Sauerstoff an der Anode aus Anionen bilden.

Diese Ansichten - mit geringfügigen Änderungen - werden heute als fair angesehen. Ein positives Ion (Kation) ist ein Atom oder eine Gruppe von Atomen, die ein oder mehrere Elektronen verloren haben, und ein negatives Ion (Anion) ist ein Atom oder eine Gruppe von Atomen mit einem oder mehreren überschüssigen Elektronen. An der Kathode nehmen Elektrolytkationen die fehlenden Elektronen auf und neutralisieren ihre positive Ladung. In ähnlicher Weise geben Anionen überschüssige Elektronen ab und erreichen die Anode. Wenn das Anodenmaterial reaktiv ist, kann es selbst als Elektronenquelle dienen, da seine Atome leichter Elektronen abgeben als Anionen. Die resultierenden Kationen gehen in die Lösung über.

Da zum Ausfällen oder Neutralisieren 1 Gl. Jede Substanz benötigt die gleiche Menge an Elektrizität. Es ist offensichtlich, dass die Ladung der in 1 Gleichung enthaltenen Ionen für alle Substanzen gleich ist. Die Anzahl der Äquivalente in einem Mol Ionen entspricht der Wertigkeit des Ions, so dass die Anzahl der vom Ion getragenen Einheitsladungen (Elektronen) anhand seiner Wertigkeit identifiziert werden kann. Somit fehlt einem einwertigen Kation (zum Beispiel Na +, K +, Ag +) ein Elektron im Vergleich zu einem neutralen Atom; Dieses Kation trägt eine einzige positive Ladung. Einem zweiwertigen Kation (zum Beispiel Ca 2+, Zn 2+, Cu 2+) fehlen zwei Elektronen, es trägt zwei positive Ladungen usw. Eine einzelne negative Ladung eines einwertigen Anions (Cl -, Br -) wird durch einen Elektronenüberschuss in Bezug auf das neutrale Atom erzeugt.

ELEKTROLYTDISSOCIATION

Arrhenius-Theorie.

Unter der Annahme, dass Ionen elektrischen Strom in Elektrolyten führen, sagte Faraday nichts über ihre Herkunft. Einige Gedanken dazu äußerte der deutsche Physiker R. Clausius 1857, und die erste vollständigste Beschreibung des Prozesses der Ionenbildung stammt vom schwedischen Physiker Chemiker S. Arrhenius (1883–1897). Arrhenius schlug vor, dass Salze, Säuren und Basen, wenn sie in einem geeigneten Lösungsmittel (z. B. Wasser) gelöst werden, sich in Ionen zersetzen (dissoziieren). Beispielsweise dissoziiert Natriumchlorid NaCl in Natriumionen Na + und Chlor Cl -. Elektrischer Strom ist nicht am Dissoziationsprozess selbst beteiligt, sondern lenkt nur Ionen zu den entsprechenden Elektroden. Die Theorie der elektrolytischen Dissoziation erklärt nicht nur die Bildung von Ionen in Lösung, sondern wirft auch Licht auf viele bisher unbekannte Phänomene. So entdeckte der niederländische Physiker J. Van Hoff 1887, dass der Gefrierpunkt von Elektrolytlösungen viel niedriger und der Siedepunkt viel höher ist als der anhand ihres Molekulargewichts berechnete (siehe auch LÖSUNGEN). Die Art dieser Abweichungen wird deutlich, wenn man bedenkt, dass die Eigenschaften verdünnter Lösungen nicht von der Art der gelösten Partikel abhängen, sondern von ihrer Anzahl. Während der Dissoziation werden zwei oder mehr Ionen aus einem Elektrolytmolekül gebildet, und die Anzahl der Partikel in der Lösung wird viel größer als in Fällen, in denen aus irgendeinem Grund keine elektrolytische Dissoziation auftritt.

Dissoziationskonstante.

Nach Arrhenius ist der Dissoziationsgrad, d.h. Der Anteil der Moleküle, die in Ionen zerfallen, nimmt mit der Verdünnung der Lösung zu. Unter der Annahme, dass die Bewegungsgeschwindigkeit von Ionen durch den Elektrolyten nicht von der Konzentration der Lösung abhängt, berechnete Arrhenius durch Messung der elektrischen Leitfähigkeit den Dissoziationsgrad mehrerer Elektrolyte bei unterschiedlichen Konzentrationen. 1888 verwendete W. Ostwald diese Methode, um die Konzentration an freien Ionen und nicht dissoziierten Molekülen in Lösung und damit die Gleichgewichtskonstanten (Dissoziationskonstanten) der Dissoziationsreaktion zu berechnen. Die reversible Dissoziation des Elektrolyten CA in C + - und A - -Ionen wird durch die Gleichung CA C + + A - beschrieben, und die Dissoziationskonstante ist K = [C +] [A -] / [CA] (die Werte in eckigen Klammern sind die Konzentrationen). Die letzte Beziehung beschreibt zufriedenstellend das Verhalten nur von Lösungen schwacher Elektrolyte - schwacher Säuren und Basen. Starke Elektrolyte, d.h. wässrige Lösungen von starken Säuren, Basen und den meisten Salzen verhalten sich unterschiedlich; Es stellte sich heraus, dass das grundlegende Postulat von Arrhenius über die Konstanz der Bewegungsraten von Ionen und ihre Unabhängigkeit von der Konzentration nicht auf starke Elektrolyte anwendbar ist.

Theorie der Interaktion

Nach modernen Konzepten, basierend auf der Valenztheorie und Daten zur Röntgenbeugungsanalyse von Kristallen, sind die meisten Salze bereits im festen Zustand ionisiert; während positive und negative Ionen durch elektrostatische Kräfte zusammengehalten werden. Wenn sich ein Salz löst (zum Beispiel in Wasser), ziehen Ionen Lösungsmittelmoleküle an sich - sie werden solvatisiert (oder hydratisiert, wenn das Lösungsmittel Wasser ist). Die während des Solvatisierungsprozesses freigesetzte Energie reicht aus, um die elektrostatischen Anziehungskräfte von Ionen zu überwinden, so dass die Ionen in der Lösung voneinander getrennt sind, d.h. Es tritt eine elektrolytische Dissoziation auf. Starke Elektrolyte, insbesondere Alkalimetall- und Erdalkalimetallhalogenide und -nitrate, werden in allen akzeptablen Konzentrationen vollständig in Lösung ionisiert.

In der Lösung entgegengesetzt geladene Ionen werden voneinander angezogen, und der Grad der Anziehung nimmt mit zunehmender Konzentration zu, da der Abstand zwischen den Ionen abnimmt. Die Dissoziation, insbesondere bei hohen Konzentrationen, ist niemals vollständig. Hier muss auf den Unterschied zwischen Dissoziation und Ionisation eingegangen werden. Starke Elektrolyte (z. B. Salz) in der Lösung werden bei praktisch allen Konzentrationen vollständig ionisiert, aber der Grad ihrer Dissoziation hängt von der Konzentration ab und wird nur in sehr verdünnten Lösungen ziemlich hoch. Im Gegensatz dazu sind schwache Elektrolyte nur teilweise ionisiert, und ihr Ionisationsgrad unterscheidet sich sehr wenig vom Dissoziationsgrad. Dies wird durch Leitfähigkeitsmessungen bestätigt.

Elektrolyte, ihre Eigenschaften und Anwendungen

Die Eigenschaft wässriger Lösungen von Salzen, Säuren und Basen im Lichte der Theorie der elektrolytischen Dissoziation. Schwache und starke Elektrolyte. Konstante und Dissoziationsgrad, Ionenaktivität. Dissoziation von Wasser, Wasserstoffindikator. Verschiebung der Ionengleichgewichte.

ÜberschriftChemie
AussichtKursarbeit
ZungeRussisch
Datum hinzugefügt23.11.2009

Einführung

  • 1. Bestimmung von Elektrolyten
  • 1.1 Schwache Elektrolyte. Konstante und Dissoziationsgrad
  • 1.2 Starke Elektrolyte. Ionenaktivität
  • 2. Eigenschaften von Elektrolyten
  • 2.1 Ionenleitfähigkeit von Elektrolyten
  • 2.2 Bewegung von Ionen in Elektrolyten
  • 2.3 Theorie der elektrolytischen Dissoziation
  • 2.4 Der Prozess der Dissoziation
  • 2.5 Eigenschaften von Säuren, Basen und Salzen aus Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation
  • 2.6 Ionenmolekulare Gleichungen
  • 2.7 Löslichkeitsprodukt
  • 2.8 Dissoziation von Wasser. Wasserstoffindikator
  • 2.9 Verschiebung der Ionengleichgewichte
  • 2.10 Salzhydrolyse
  • 3. Die Verwendung von Elektrolyten
  • Fazit
  • Referenzenliste

Wässrige Lösungen von Salzen, Säuren und Basen haben eine gewisse Besonderheit - sie leiten elektrischen Strom. In diesem Fall leiten wasserfreie feste Salze und Basen sowie wasserfreie Säuren keinen Strom; fast keine Strömung und sauberes Wasser. Offensichtlich unterliegen solche Substanzen, wenn sie in Wasser gelöst werden, einigen tiefgreifenden Veränderungen, die die elektrische Leitfähigkeit der resultierenden Lösungen bestimmen..

Wenn beispielsweise ein Strom durch eine Schwefelsäurelösung fließt, zerfällt Wasser in seine Bestandteile - Wasserstoff und Sauerstoff -, die auf den Platten freigesetzt werden, die jeweils mit den negativen und positiven Polen der Batterie verbunden sind. Solche Lösungen, die sich chemisch zersetzen, wenn ein Strom durch sie fließt, werden als Elektrolyte bezeichnet, und der Prozess der Zersetzung einer Substanz durch elektrischen Strom wird als Elektrolyse bezeichnet..

1. Bestimmung von Elektrolyten

Wir können sagen, dass Elektrolyte Substanzen sind, in denen Ionen in einer merklichen Konzentration vorhanden sind und den Durchgang von elektrischem Strom verursachen (Ionenleitfähigkeit). Elektrolyte werden auch Leiter der zweiten Art genannt..

Elektrolyte sind im engeren Sinne Substanzen, deren Moleküle in Lösung aufgrund der elektrolytischen Dissoziation in Ionen zerfallen. Unter den Elektrolyten werden feste Elektrolytlösungen und ionische Schmelzen unterschieden. Elektrolytlösungen werden oft auch Elektrolyte genannt. Je nach Art des Lösungsmittels werden Elektrolyte in wässrige und nichtwässrige Elektrolyte unterteilt. Hochmolekulare Elektrolyte - Polyelektrolyte - gehören zu einer besonderen Klasse..

Entsprechend der Art der Ionen, die während der elektrolytischen Dissoziation wässriger Lösungen gebildet werden, werden Salzelektrolyte isoliert (sie enthalten keine H + - und OH - -Ionen), Säuren (H + -Ionen überwiegen) und Basen (OH - -Ionen überwiegen). Wenn während der Dissoziation von Elektrolytmolekülen die Anzahl der Kationen mit der Anzahl der Anionen übereinstimmt, werden solche Elektrolyte als symmetrisch bezeichnet (1,1-Valenz, zum Beispiel KCl, 2,2-Valenz, zum Beispiel CaSO)4, usw.). Andernfalls werden Elektrolyte als asymmetrisch bezeichnet (1,2-wertige Elektrolyte, z. B. H.2SO4, 3,1-wertig, zum Beispiel A1 (OH) 3, usw.). Abhängig von der Fähigkeit zur elektrolytischen Dissoziation werden Elektrolyte bedingt in stark und schwach unterteilt. Schwache Elektrolyte zeichnen sich vor allem durch die Konstante und den Dissoziationsgrad und starke durch die Aktivität von Ionen aus.

1.1 Schwache Elektrolyte. Konstante und Dissoziationsgrad

Moleküle schwacher Elektrolyte werden nur teilweise in Ionen dissoziiert, die sich im dynamischen Gleichgewicht mit nicht dissoziierenden Molekülen befinden. Schwache Elektrolyte enthalten viele organische Säuren und Basen in wässrigen und nichtwässrigen Lösungsmitteln. Der Dissoziationsgrad hängt von der Art des Lösungsmittels, der Konzentration der Lösung, der Temperatur und anderen Faktoren (+ + CH) ab3GURREN -

deren Konstante (Dissoziationskonstante) mit den Konzentrationen der entsprechenden Partikel durch das Verhältnis verbunden ist:

Der Dissoziationsgrad eines Elektrolyten ist der Anteil seiner Moleküle, der einer Dissoziation unterzogen wird, d.h. das Verhältnis der Anzahl der Moleküle, die in einer bestimmten Lösung in Ionen zerfallen, zur Gesamtzahl der Elektrolytmoleküle in der Lösung.

Im Falle eines MX-Elektrolyten, der in M ​​+ - und X- -Ionen dissoziiert, hängen die Konstante und der Dissoziationsgrad durch die Beziehung zusammen (Ostwald-Verdünnungsgesetz).

wobei C die molare Konzentration des Elektrolyten ist, mol / l.

Wenn der Dissoziationsgrad viel geringer als eins ist, kann in ungefähren Berechnungen angenommen werden, dass 1 - a1. Dann wird der Ausdruck des Verdünnungsgesetzes vereinfacht:

Die letzte Beziehung zeigt, dass mit der Verdünnung der Lösung (d. H. Mit einer Abnahme der Elektrolytkonzentration C) der Dissoziationsgrad des Elektrolyten zunimmt.

Wenn der Dissoziationsgrad in der Elektrolyt-MX-Lösung gleich a ist, sind die Konzentrationen von M + - und X - -Ionen in der Lösung gleich und betragen:

Wenn wir hier den Wert von a aus der vorherigen Beziehung einsetzen, finden wir:

Für Berechnungen im Zusammenhang mit der Säuredissoziation ist es häufig zweckmäßig, nicht die K-Konstante, sondern den sogenannten pK-Dissoziationskonstantenindex zu verwenden, der durch das Verhältnis bestimmt wird

Offensichtlich mit zunehmendem K, d.h. mit zunehmender Säurestärke nimmt der pK-Wert ab; Daher ist die Säure umso schwächer, je größer der pK ist. Wenn gleichnamige Ionen in die Lösung eines schwachen Elektrolyten eingeführt werden (d. H. Ionen, die mit einem der während der Dissoziation des Elektrolyten gebildeten Ionen identisch sind), wird das Dissoziationsgleichgewicht gestört und in Richtung der Bildung nicht dissoziierter Moleküle verschoben, so dass der Dissoziationsgrad des Elektrolyten abnimmt. Somit erhöht die Zugabe seines Salzes (zum Beispiel Natriumacetat) zu einer Essigsäurelösung die Konzentration von CH-Ionen3COO - und nach dem Le-Chatelier-Prinzip das Dissoziationsgleichgewicht

In Lösungen von mehrbasigen Säuren sowie Basen, die mehrere Hydroxylgruppen enthalten, werden schrittweise Gleichgewichte hergestellt, die aufeinanderfolgenden Dissoziationsstadien entsprechen. Die Dissoziation der Phosphorsäure erfolgt also in drei Stufen, von denen jede einem bestimmten Wert der Schrittkonstante der Dissoziation entspricht.

Da K.1 >> K.2 >> K.3, dann verläuft die Dissoziation in der ersten Stufe am stärksten, und beim Übergang zu jeder nachfolgenden Stufe nimmt der Dissoziationsgrad in der Regel stark ab.

Die Dissoziation des Elektrolyten führt dazu, dass die Gesamtzahl der Partikel der gelösten Substanz (Moleküle und Ionen) in der Lösung im Vergleich zu einer Nichtelektrolytlösung mit der gleichen molaren Konzentration zunimmt. Daher manifestieren sich Eigenschaften, die von der Gesamtzahl der gelösten Partikel in der Lösung abhängen (kolligative Eigenschaften), wie osmotischer Druck, Abnahme des Dampfdrucks, Erhöhung des Siedepunkts, Abnahme der Gefriertemperatur, in Elektrolytlösungen stärker als in gleichen Konzentrationen Lösungen von Nichtelektrolyten. Wenn sich infolge der Dissoziation die Gesamtzahl der Partikel in der Elektrolytlösung im Vergleich zur Anzahl ihrer Moleküle um das i-fache erhöht hat, sollte dies bei der Berechnung des osmotischen Drucks und anderer kolligativer Eigenschaften berücksichtigt werden. Die Formel zur Berechnung des Druckabfalls & Dgr; P des Lösungsmitteldampfes hat in diesem Fall die folgende Form:

R.0 - Sattdampfdruck über einem reinen Lösungsmittel;

P.2 - die Anzahl der Mol gelösten Stoffes;

i ist der isotonische Koeffizient oder der Vant Hoff-Koeffizient.

Ebenso eine Abnahme der Kristallisationstemperaturkrist und Siedepunkt? tBallen Die Elektrolytlösung wird durch die Formeln gefunden

wobei m die molare Konzentration des Elektrolyten ist und K und E die kryoskopische Konstante bzw. die ebullioskopische Konstante des Lösungsmittels sind.

Verwenden Sie schließlich die Formel, um den osmotischen Druck (P, kPa) der Elektrolytlösung zu berechnen

wobei C die molare Konzentration des Elektrolyten ist, mol / l; R ist die Gaskonstante (8,31 J mol -1. K -1); T - absolute Temperatur, K..

Es ist leicht zu erkennen, dass der isotonische Koeffizient i als das Verhältnis & Dgr; P & Dgr; T berechnet werden kannkrist, ?tBallen, P, experimentell gefunden, auf die gleichen Werte berechnet, ohne Berücksichtigung der Elektrolytdissoziation

Der isotonische Koeffizient i steht in Beziehung zum Grad der Elektrolytdissoziation a as

Dabei ist k die Anzahl der Ionen, in die das Elektrolytmolekül während der Dissoziation zerfällt (für KCl ist k = 2, für BaCl2 und Na2SO4 k = 3 usw.).

Finden der experimentellen Werte von & Dgr; P, & Dgr; T.krist usw. Mit dem Wert i kann man den Dissoziationsgrad des Elektrolyten in einer gegebenen Lösung berechnen. Es ist zu beachten, dass bei starken Elektrolyten der Wert eines auf diese Weise gefundenen a nur den „scheinbaren“ Dissoziationsgrad ausdrückt, da starke Elektrolyte in Lösungen vollständig dissoziiert sind. Der beobachtete Unterschied im scheinbaren Dissoziationsgrad von der Einheit ist mit interionischen Wechselwirkungen in Lösung verbunden.

1.2 Starke Elektrolyte. Ionenaktivität

Starke Elektrolyte sind solche Elektrolyte, deren Dissoziationsgrad in Lösungen eins ist (d. H. Sie dissoziieren vollständig) und unabhängig von der Lösungskonzentration sind. Dazu gehören die meisten Salze, die sich bereits in einem kristallinen Zustand befinden und aus Ionen, Hydroxiden von Alkali- und Erdalkalimetallen sowie einigen Säuren (Hcl, HBr, HI, HClO) aufgebaut sind4, Hno3).

In Lösungen starker Elektrolyte ist die Ionenkonzentration ziemlich hoch, so dass sich die Kräfte der interionischen Wechselwirkung selbst bei einer geringen Elektrolytkonzentration merklich manifestieren. Infolgedessen sind die Ionen in ihrer Bewegung nicht vollständig frei, und alle Eigenschaften des Elektrolyten sind abhängig von der Anzahl der Ionen schwächer als erwartet, wenn der Elektrolyt vollständig in nicht wechselwirkende Ionen dissoziiert wäre. Um den Zustand der Ionen in Lösung zu beschreiben, verwenden sie daher zusammen mit der Konzentration der Ionen ihre Aktivität, d.h. bedingte (effektive) Konzentration von Ionen, nach der sie in chemischen Prozessen wirken. Die Aktivität von Ion a (mol / l) hängt mit seiner Molkonzentration in Lösung C mit dem Verhältnis zusammen

wobei f der Ionenaktivitätskoeffizient ist (dimensionslose Größe).

Die Ionenaktivitätskoeffizienten hängen von der Zusammensetzung und Konzentration der Lösung, von der Ladung und Art des Busens und von anderen Bedingungen ab. In verdünnten Lösungen (C & le; 0,5 mol / l) beeinflusst die Natur des Ions jedoch schwach den Wert seines Aktivitätskoeffizienten. Es kann ungefähr angenommen werden, dass in verdünnten Lösungen der Ionenaktivitätskoeffizient in einem gegebenen Lösungsmittel nur von der Ionenladung und der Ionenstärke der Lösung I abhängt, was der Hälfte des Konzentrationsprodukts C jedes Ions pro Quadrat seiner Ladung z entspricht:

Tabelle 1 zeigt die Werte der Aktivitätskoeffizienten von Ionen in verdünnten Lösungen in Abhängigkeit von ihrer Ladung und der Ionenstärke der Lösung. Ungefähr kann der Ionenaktivitätskoeffizient in einer verdünnten Lösung auch durch die Formel berechnet werden: log f = - 0,5z 2 -.

Ionenstärke der Lösung I.

Elektrolyte in ihrer Struktur sind komplexe Systeme, die aus Ionen bestehen, die von Lösungsmittelmolekülen, nicht dissoziierten gelösten Molekülen, Ionenpaaren und größeren Aggregaten umgeben sind. Die Eigenschaften von Elektrolyten werden durch die Art der Ionen-Ionen- und Ionen-Molekül-Wechselwirkungen sowie durch Änderungen der Eigenschaften und der Struktur des Lösungsmittels unter dem Einfluss gelöster Elektrolytpartikel bestimmt.

In Abhängigkeit von der Elektrolytkonzentration wird ein Bereich verdünnter Lösungen unterschieden, die in ihrer Struktur nahe an der Struktur eines reinen Lösungsmittels liegen, das jedoch durch die Anwesenheit und den Einfluss von Ionen gestört wird; Übergangsbereich und Bereich konzentrierter Lösungen. Sehr verdünnte Lösungen schwacher Elektrolyte sind in ihren Eigenschaften den idealen Lösungen nahe und werden durch die klassische Theorie der elektrolytischen Dissoziation ziemlich gut beschrieben. Verdünnte Lösungen starker Elektrolyte weichen merklich von den Eigenschaften idealer Lösungen ab, was auf die elektrostatische interionische Wechselwirkung zurückzuführen ist. Ihre Beschreibung erfolgt im Rahmen der Debye-Hückel-Theorie, die die Konzentrationsabhängigkeit der thermodynamischen Eigenschaften - des Ionenaktivitätskoeffizienten, des osmotischen Koeffizienten usw. sowie der Nichtgleichgewichtseigenschaften - elektrische Leitfähigkeit, Diffusion, Viskosität zufriedenstellend erklärt.

Die Untersuchung der Eigenschaften von Elektrolyten ist wichtig, um die Mechanismen der Elektrolyse, Elektrokatalyse, Elektrokristallisation, Metallkorrosion usw. aufzuklären und die Mechanismen der Stofftrennung zu verbessern - Extraktion und Ionenaustausch. Die Untersuchung der Eigenschaften von Elektrolyten wird durch Energieprobleme (die Schaffung neuer Brennstoffzellen, Sonnenkollektoren, elektrochemischer Informationskonverter) sowie Umweltschutzprobleme angeregt..

2.1 Ionenleitfähigkeit von Elektrolyten

Die Tatsache der Zersetzung von Elektrolyten während des Durchgangs von Strom durch sie zeigt, dass in ihnen die Bewegung von Ladungen von der Bewegung von Atomen oder Gruppen von Atomen begleitet wird, die aneinander gebunden sind (zum Beispiel SO)4, NEIN3 usw.); Diese Atome oder Atomgruppen sind Teile eines gelösten Moleküls. Es ist natürlich anzunehmen, dass genau diese Teile des Moleküls in Lösung geladen sind und Träger einer elektrischen Ladung sind. Ihre Bewegung unter Einwirkung elektrischer Feldkräfte ist ein elektrischer Strom, der durch den Elektrolyten fließt. Es wurde gefunden, dass während des Stromdurchgangs durch den Elektrolyten die Freisetzung von Materie an beiden Elektroden auftritt.

In der chemischen Zusammensetzung sind dies verschiedene Teile des gelösten Moleküls. Gemessen an der Menge sind sie in chemischen Äquivalenten gleich. Die Anzeichen von Anklagen in ihnen sind offensichtlich entgegengesetzt. Wir wissen, dass geladene Atome Ionen genannt werden. Der gleiche Name ist geladene Moleküle oder Teile davon..

Wir können daher sagen, dass die Leitfähigkeit von Elektrolyten ionisch ist, d.h. aufgrund der Bewegung von positiven und negativen Ionen in ihnen, die aus einem neutralen Molekül durch dessen Zerfall in zwei Teile gebildet werden, die durch gleiche und entgegengesetzte Ladungen geladen sind.

Moleküle eines gelösten Stoffes, die vor dem Auflösen elektrisch neutral waren, zerfallen beim Auflösen in positive und negative Ionen, die sich unabhängig voneinander bewegen können.

Abb. 1. Die Leitfähigkeit des Elektrolyten hängt vom Vorhandensein positiver und negativer Ionen ab (Kreise mit den Vorzeichen "+" oder "-"): a) Der Stromkreis ist offen, es gibt keinen Strom; b) Der Stromkreis ist geschlossen, ein Ionenstrom fließt durch den Elektrolyten.

Diese Darstellungen sind in Fig. 1 dargestellt. Die Kreise zwischen den Elektroden mit den Symbolen "+" und "-" zeigen schematisch die positiven und negativen Ionen der gelösten Substanz. Bis ein Feld zwischen den Elektroden A und K erzeugt wird, führen diese Ionen wie alle anderen Lösungsmoleküle nur eine zufällige thermische Bewegung aus (Abb. 1, a). Die gleiche positive und negative Ladung fließt in jede Richtung pro Zeiteinheit, d.h. kein elektrischer Strom - bevorzugte Ladungsübertragung in eine bestimmte Richtung. Wenn eine Potentialdifferenz an die Elektroden A und K angelegt wird, wenn ein elektrisches Feld im Elektrolyten auftritt, wird dieser zufälligen Bewegung eine geordnete Bewegung von Ionen mit unterschiedlichen Vorzeichen in entgegengesetzte Richtungen überlagert: negativ zur Anode A, positiv zur Kathode K (Abb. 1, b)..

Beim Kontakt mit der Kathode erhalten positive Ionen die Elektronen, die ihnen fehlen, und werden als neutrale Atome freigesetzt. Anstelle der Elektronen, die die Ionen neutralisieren, gelangen neue Elektronen von der Batterie zur Kathode. Auf die gleiche Weise geben negative Ionen bei Kontakt mit der Anode ihr überschüssige Elektronen und verwandeln sich in neutrale Atome. Die Elektronen gehen durch die Metalldrähte in die Batterie. Somit ist der Strom im Elektrolyten auf sich bewegende Ionen zurückzuführen; Auf den Elektroden werden Ionen neutralisiert und in Form von neutralen Atomen (oder Molekülen) freigesetzt. Der elektrische Strom in Elektrolyten ist also die Bewegung von positiven und negativen Ionen.

Diese Idee der Elektrolyse wird durch zahlreiche Fakten gestützt. Unter diesem Gesichtspunkt erhält das erste Gesetz von Faraday eine einfache Erklärung. Jedes auf der Elektrode abgelagerte Ion trägt eine elektrische Ladung mit sich. Dies bedeutet, dass die von allen Ionen übertragene Gesamtladung proportional zur Gesamtzahl der auf den Elektroden abgelagerten Ionen sein muss, d.h. die Masse der ausgewählten Substanz. Und dies ist das erste Gesetz von Faraday. Unter diesem Gesichtspunkt wird natürlich auch das zweite Faradaysche Gesetz erklärt, das es ermöglicht, die mit jedem Ion verbundene elektrische Ladung zu berechnen.

Beachten Sie, dass der Name "Ion" von Faraday eingeführt wurde (vom griechischen Wort "Ion" - Going). Faraday nannte die Ionen positiv geladen und an den Kathodenkationen freigesetzt, die Ionen an den Anodenanionen freigesetzt.

Die Erfahrung hat gezeigt, dass Wasserstoff und Metalle immer an der Kathode freigesetzt werden. Dies bedeutet, dass in Elektrolyten Wasserstoff und Metalle positive Ionen bilden.

2.2 Bewegung von Ionen in Elektrolyten

Die Bewegung von Ionen in Elektrolyten kann in einigen Fällen sehr deutlich gezeigt werden.

Ein Stück Filterpapier mit einer Elektrolytlösung (Natriumsulfat, Na) einweichen2SO4) und Phenolphthalein und auf eine Glasplatte legen (Abb. 2).

Abb. 2. Erleben Sie die Bewegung von Ionen. Ein Stück Filterpapier wird mit einer Lösung aus Elektrolyt und Phenolphthalein imprägniert, ab ist ein mit einer Lösung aus Elektrolyt angefeuchteter Faden

Über das Papier legen wir einen gewöhnlichen weißen Faden, der mit einer Lösung von Natronlauge (NaOH) angefeuchtet ist. Das Papier unter dem Faden wird aufgrund der Wechselwirkung von Hydroxylionen (OH) aus NaOH mit Phenolphthalein purpurrot. Dann drücken wir die an der galvanischen Zelle befestigten Drahtelektroden an die Kanten des Blechs und schalten den Strom ein.

Hydroxylionen aus Natronlauge beginnen sich zu färben und färben sich an

Papier in Himbeerfarbe. Entsprechend der Bewegungsgeschwindigkeit der Himbeerkante kann man die durchschnittliche Geschwindigkeit der Ionenbewegung unter dem Einfluss eines elektrischen Feldes im Elektrolyten beurteilen. Die Erfahrung zeigt, dass diese Geschwindigkeit proportional zur Feldstärke im Elektrolyten ist. Für ein gegebenes Feld ist diese Geschwindigkeit für verschiedene Ionen etwas unterschiedlich. Im Allgemeinen ist es jedoch klein und wird für häufig verwendete Felder in Hundertstel und sogar Tausendstel Zentimeter pro Sekunde gemessen.

2.3 Theorie der elektrolytischen Dissoziation

Svante Arrhenius machte auf die enge Beziehung zwischen der Fähigkeit von Lösungen von Salzen, Säuren und Basen, elektrischen Strom zu leiten, und den Abweichungen der Lösungen dieser Substanzen von den Gesetzen von Van Hoff und Raul aufmerksam. Er zeigte, dass der osmotische Druck und folglich der Korrekturkoeffizient i aus der elektrischen Leitfähigkeit der Lösung berechnet werden kann. Die von ihm aus der elektrischen Leitfähigkeit berechneten Werte von i stimmten gut mit den Werten überein, die mit anderen Methoden für dieselben Lösungen gefunden wurden.

Der Grund für den zu hohen osmotischen Druck von Elektrolytlösungen ist laut Arrhenius die Dissoziation von Elektrolyten in Ionen. Infolgedessen nimmt einerseits die Gesamtzahl der Teilchen in der Lösung zu, und folglich nehmen der osmotische Druck, die Abnahme des Dampfdrucks und Änderungen der Siede- und Gefriertemperaturen zu, andererseits bestimmen Ionen die Fähigkeit der Lösung, elektrischen Strom zu leiten.

Diese Annahmen wurden zu einer harmonischen Theorie weiterentwickelt, die als Theorie der elektrolytischen Dissoziation bezeichnet wird. Nach dieser Theorie zersetzen sich Elektrolyte, wenn sie in Wasser gelöst werden, in positiv und negativ geladene Ionen (dissoziieren). Positiv geladene Ionen werden Kationen genannt; Dazu gehören beispielsweise Wasserstoff- und Metallionen. Negativ geladene Ionen werden Anionen genannt; Zu ihnen gehören Ionen von Säureresten und Hydroxidionen. Ionen in Lösung befinden sich wie Lösungsmittelmoleküle in einem Zustand ungeordneter thermischer Bewegung.

Der Prozess der elektrolytischen Dissoziation wird unter Verwendung chemischer Gleichungen dargestellt. Zum Beispiel wird die Dissoziation von Hcl durch die folgende Gleichung ausgedrückt:

Der Zerfall von Elektrolyten in Ionen erklärt die Abweichungen von den Gesetzen von Vant Hoff und Raul. Ein Beispiel ist die Absenkung des Gefrierpunktes einer NaCl-Lösung. Jetzt ist es nicht schwer zu verstehen, warum die Abnahme der Gefriertemperatur dieser Lösung so groß ist. Natriumchlorid geht in Form von Na + - und Cl - -Ionen in die Lösung über. Darüber hinaus werden aus einem Mol NaCl nicht 6,02 × 10 23 Partikel erhalten, sondern doppelt so viele. Daher sollte die Abnahme der Gefriertemperatur in einer NaCl-Lösung doppelt so hoch sein wie in einer Nichtelektrolytlösung mit derselben Konzentration.

In ähnlicher Weise dissoziiert in einer sehr verdünnten Lösung von Bariumchlorid gemäß der Gleichung

Der osmotische Druck ist dreimal höher als der nach dem Vant-Hoff-Gesetz berechnete, da die Anzahl der Partikel in der Lösung dreimal höher ist als wenn Bariumchlorid in Form von BaCl-Molekülen enthalten wäre2.

So wurden die Merkmale wässriger Elektrolytlösungen, die auf den ersten Blick den Gesetzen von Vant Hoff und Raul widersprechen, auf der Grundlage derselben Gesetze erklärt.

Die Arrhenius-Theorie berücksichtigte jedoch nicht die Komplexität der Phänomene in Lösungen. Insbesondere betrachtete sie Ionen als freie Partikel, die von Lösungsmittelmolekülen unabhängig sind. Der Theorie von Arrhenius widersprach die chemische oder hydratisierte Theorie von Mendeleevs Lösungen, die auf der Idee der Wechselwirkung einer gelösten Substanz mit einem Lösungsmittel beruhte. Bei der Überwindung des offensichtlichen Widerspruchs beider Theorien gehört der russische Wissenschaftler I.A. Kablukov, der zuerst die Hydratation von Ionen vorschlug. Die Entwicklung dieser Idee führte später zur Vereinheitlichung der Theorien von Arrhenius und Mendeleev.

Abhängig von der Struktur einer löslichen Substanz in wasserfreiem Zustand verläuft ihre Dissoziation auf unterschiedliche Weise. In diesem Fall sind zwei Fälle am typischsten. Eine davon ist die Dissoziation löslicher Salze, d.h. Kristalle mit einer Ionenstruktur, die zweite ist die Dissoziation beim Auflösen von Säuren, d.h. Substanzen, die aus polaren Molekülen bestehen.

Wenn ein Salzkristall, beispielsweise Kaliumchlorid, in Wasser eintritt, ziehen die auf seiner Oberfläche befindlichen Ionen polare Wassermoleküle an (Ionen-Dipol-Wechselwirkung). Wassermoleküle werden durch ihre negativen Pole von Kaliumionen und durch positive Ionen durch Chloridionen angezogen. Wenn Ionen jedoch Wassermoleküle an sich ziehen, ziehen Wassermoleküle Ionen mit derselben Kraft an. Gleichzeitig werden die angezogenen Herdmoleküle von anderen in Bewegung befindlichen Molekülen geschockt. Diese Schocks reichen zusammen mit den thermischen Schwingungen der Ionen im Kristall aus, um die Ionen vom Kristall zu trennen und: in die Lösung zu übertragen. Nach der ersten Ionenschicht gelangt die nächste Schicht in die Lösung, und somit löst sich der Kristall allmählich auf..

Andernfalls erfolgt die Dissoziation der polaren Moleküle. Wassermoleküle, die an die Enden eines polaren Moleküls gezogen werden (Dipol-Dipol-Wechselwirkung), verursachen eine Divergenz seiner Pole - sie polarisieren das Molekül. Eine solche Polarisation führt in Kombination mit der schwingenden thermischen Bewegung der Atome im betrachteten Molekül sowie mit der kontinuierlichen thermischen Bewegung der ihn umgebenden Wassermoleküle letztendlich zum Zerfall des polaren Moleküls in Ionen. Wie bei der Auflösung eines Ionenkristalls werden diese Ionen hydratisiert. In diesem Fall scheint das Wasserstoffion H + (d. H. Das Proton) fest an das Wassermolekül im Hydroxoniumion H gebunden zu sein3O +. Wenn Chlorwasserstoff in Wasser gelöst wird, tritt ein Prozess auf, der durch die Gleichung schematisch ausgedrückt werden kann

Infolge dieses Prozesses wird das HCl-Molekül so gespalten, dass das gesamte Elektronenpaar am Chloratom verbleibt, das sich in das Cl - -Ion verwandelt, und das Proton, das in die Elektronenhülle des Sauerstoffatoms im Wassermolekül eingeführt wird, das Hydroxoniumion H bildet3ÜBER +.

Ähnliche Prozesse treten auf, wenn andere Säuren, beispielsweise Salpetersäure, in Wasser gelöst werden:

In Lösung gegangene Ionen bleiben an Wassermoleküle gebunden und bilden Ionenhydrate. Mit anderen Worten, durch Dissoziation werden nicht freie Ionen gebildet, sondern Ionenverbindungen mit Lösungsmittelmolekülen. Im allgemeinen Fall eines Lösungsmittels werden diese Verbindungen als Ionensolvate bezeichnet. Dissoziationsgleichungen schreiben jedoch normalerweise die Formeln von Ionen, nicht deren Hydrate oder Solvate, zumal die Anzahl der an Ionen gebundenen Lösungsmittelmoleküle in Abhängigkeit von der Konzentration der Lösung und anderen Bedingungen variiert.

Die Dissoziation von Substanzen sowohl mit ionischer als auch mit molekularer Struktur wird durch die Polarität der Lösungsmittelmoleküle gefördert. Daher sind nicht nur Wasser, sondern auch andere Flüssigkeiten, die aus polaren Molekülen bestehen (Ameisensäure, Ethylalkohol, Ammoniak und andere), ionisierende Lösungsmittel: In diesen Flüssigkeiten gelöste Salze, Säuren und Basen dissoziieren in Ionen.

2.5 Eigenschaften von Säuren, Basen und Salzen aus Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation

Im Lichte der Theorie der elektrolytischen Dissoziation betrachten wir die Eigenschaften von Substanzen, die die Eigenschaften von Elektrolyten in wässrigen Lösungen aufweisen.

Säuren. Die folgenden allgemeinen Eigenschaften sind charakteristisch für Säuren:

Fähigkeit zur Wechselwirkung mit Basen zur Bildung von Salzen;

die Fähigkeit, mit bestimmten Metallen unter Freisetzung von Wasserstoff zu interagieren;

Insbesondere die Fähigkeit, die Farben von Indikatoren zu ändern, führt zu einer roten Farbe von Lackmus.

Bei der Dissoziation einer Säure werden Wasserstoffionen gebildet. Daher müssen wir bei allen Eigenschaften, die wässrigen Säurelösungen gemeinsam sind, das Vorhandensein von hydratisierten Wasserstoffionen erklären. Sie verursachen die rote Farbe von Lackmus, verleihen Säuren einen sauren Geschmack usw. Mit der Eliminierung von Wasserstoffionen, beispielsweise während der Neutralisation, verschwinden auch saure Eigenschaften. Daher definiert die Theorie der elektrolytischen Dissoziation Säuren als Elektrolyte, die in Lösungen unter Bildung von Wasserstoffionen dissoziieren.

In starken Säuren, die vollständig dissoziieren, manifestieren sich die Eigenschaften von Säuren in größerem Maße, in schwachen Säuren in geringerem Maße. Je besser die Säure dissoziiert, d.h. Je größer ihre Dissoziationskonstante ist, desto stärker.

Die Werte der Säuredissoziationskonstanten variieren über einen sehr weiten Bereich. Insbesondere ist die Dissoziationskonstante von Cyanwasserstoff viel geringer als die von Essigsäure. Und obwohl diese beiden Säuren schwach sind, ist Essigsäure dennoch viel stärker als Cyanwasserstoff. Die Werte der ersten und zweiten Dissoziationskonstante von Schwefelsäure zeigen, dass in Bezug auf die erste Dissoziationsstufe H.2SO4 - starke Säure und im Verhältnis zur zweiten - schwach. Säuren, deren Dissoziationskonstanten im Bereich von 10 -4 bis 10 -2 liegen, werden manchmal als Säuren mittlerer Stärke bezeichnet. Hierzu zählen insbesondere Phosphorsäure und schweflige Säuren (in Bezug auf die Dissoziation in der ersten Stufe).

Gründe. Wässrige Lösungen von Basen haben die folgenden allgemeinen Eigenschaften:

die Fähigkeit, mit Säuren unter Bildung von Salzen zu interagieren;

die Fähigkeit, die Farben von Indikatoren anders zu ändern als Säuren, ändern sie (zum Beispiel verursachen sie eine blaue Farbe von Lackmus);

Eine Art "seifiger" Geschmack.

Da das Vorhandensein von Hydroxidionen in allen Basenlösungen gemeinsam ist, ist klar, dass das Hydroxidion der Träger der Haupteigenschaften ist. Unter dem Gesichtspunkt der Theorie der elektrolytischen Dissoziation der Base sind dies daher Elektrolyte, die in Lösungen unter Entfernung von Hydroxidionen dissoziieren.

Die Stärke der Basen sowie die Stärke der Säuren hängt von der Größe der Dissoziationskonstante ab. Je größer die Dissoziationskonstante einer gegebenen Base ist, desto stärker.

Es gibt Hydroxide, die nicht nur mit Säuren, sondern auch mit Basen interagieren und Salze bilden können. Diese Hydroxide schließen Zinkhydroxid ein. Wenn es beispielsweise mit Salzsäure wechselwirkt, wird Zinkchlorid erhalten:

und bei Wechselwirkung mit Natriumhydroxid - Natriumzinkat:

Hydroxide mit dieser Eigenschaft werden als amphotere Hydroxide oder amphotere Elektrolyte bezeichnet. Solche Hydroxide umfassen neben Zinkhydroxid auch Hydroxide von Aluminium, Chrom und einigen anderen.

Das Phänomen der Amphoterität erklärt sich aus der Tatsache, dass sich in den Molekülen amphoterer Elektrolyte die Bindungsstärke zwischen Metall und Sauerstoff geringfügig von der Bindungsstärke zwischen Sauerstoff und Wasserstoff unterscheidet. Die Dissoziation solcher Moleküle ist daher an den Stellen dieser beiden Bindungen möglich. Wenn der amphotere Elektrolyt durch die Formel ROH bezeichnet wird, kann seine Dissoziation durch das Schema ausgedrückt werden

Somit besteht in einer Lösung eines amphoteren Elektrolyten ein komplexes Gleichgewicht, in dem Dissoziationsprodukte sowohl an der Art der Säure als auch an der Art der Base beteiligt sind.

Das amphotere Phänomen wird auch bei einigen organischen Verbindungen beobachtet. Es spielt eine wichtige Rolle in der biologischen Chemie; Zum Beispiel Proteine ​​- amphotere Elektrolyte.

Salz. Salze können als Elektrolyte definiert werden, die, wenn sie in Wasser gelöst sind, dissoziieren und andere positive Ionen als Wasserstoffionen und andere negative Ionen als Hydroxidionen abspalten. Wässrigen Lösungen aller Salze sind keine Ionen gemeinsam. Daher haben Salze keine gemeinsamen Eigenschaften. Salze dissoziieren in der Regel gut und je besser, desto geringer sind die Ladungen der Ionen, die das Salz bilden.

Beim Auflösen von Säuresalzen in Lösung werden Metallkationen, komplexe Anionen des Säurerests sowie Ionen, die Produkte der Dissoziation dieses komplexen Säurerests sind, einschließlich H + -Ionen, gebildet. Wenn beispielsweise Natriumbicarbonat gelöst wird, erfolgt die Dissoziation gemäß den folgenden Gleichungen:

Bei der Dissoziation der basischen Salze entstehen Säureanionen und komplexe Kationen, die aus Metall- und Hydroxogruppen bestehen. Diese komplexen Kationen können auch dissoziieren. Daher sind OH - Ionen in der Lösung des basischen Salzes vorhanden. Wenn beispielsweise Hydroxomagnesiumchlorid gelöst wird, erfolgt die Dissoziation gemäß den folgenden Gleichungen:

Die Theorie der elektrolytischen Dissoziation erklärt daher die allgemeinen Eigenschaften von Säuren durch die Anwesenheit von Wasserstoffionen in ihren Lösungen und die allgemeinen Eigenschaften von Basen durch die Anwesenheit von Hydroxidionen in ihren Lösungen. Diese Erklärung ist jedoch nicht allgemein. Es sind chemische Reaktionen mit Säuren und Basen bekannt, auf die die Theorie der elektrolytischen Dissoziation nicht anwendbar ist: Insbesondere können Säuren und Basen miteinander reagieren, ohne zu Ionen dissoziiert zu werden. Wasserfreier Chlorwasserstoff, der nur aus Molekülen besteht, reagiert also leicht mit wasserfreien Basen. Darüber hinaus sind Substanzen bekannt, die in ihrer Zusammensetzung keine Hydroxogruppen aufweisen, aber Baseneigenschaften aufweisen. Beispielsweise interagiert Ammoniak mit Säuren und bildet Salze (Ammoniumsalze), obwohl es keine OH-Gruppen enthält. So bildet es mit Chlorwasserstoff ein typisches Salz - Ammoniumchlorid:

Die Untersuchung solcher Reaktionen sowie von Reaktionen, die in nichtwässrigen Medien auftreten, hat zur Schaffung allgemeinerer Vorstellungen über Säuren und Basen geführt. Die 1923 vorgebrachte Protonentheorie gehört zu den wichtigsten modernen Theorien über Säuren und Basen..

Gemäß der Protonentheorie ist die Säure der Protonendonor, d.h. ein Teilchen (Molekül oder Ion), das in der Lage ist, ein Wasserstoffion abzugeben - ein Proton und einen Protonenakzeptor, d.h. Teilchen (Molekül oder Ion), das ein Proton binden kann. Das Verhältnis zwischen Säure und Base wird durch das Schema bestimmt:

Base + Proton - Säure

Die durch dieses Verhältnis gebundene Base und Säure werden als konjugiert bezeichnet. Zum Beispiel HSO-Ion4 - ist eine an Säure H konjugierte Base2SO4.

Die Protonentheorie repräsentiert die Reaktion zwischen Säure und Base nach dem Schema:

Zum Beispiel bei der Reaktion

Das Cl-Ion ist eine mit HCl-Säure und NH-Ion konjugierte Base3 + - Konjugierte Säure mit NH-Base3.

Ein wichtiger Punkt in der Protonentheorie ist die Position, dass sich eine Substanz als Säure oder Base manifestiert, je nachdem mit welcher anderen Substanz sie reagiert. Der wichtigste Faktor dabei ist die Bindungsenergie einer Substanz mit einem Proton. Also in der Reihe von NH3 - N.2O - HF Diese Energie ist maximal für NH3 und minimal für HF. Daher mit NH gemischt3 Wasser wirkt als Säure und in einer Mischung mit HF als Base:

2.6 Ionenmolekulare Gleichungen

Beim Neutralisieren einer starken Säure mit einer starken Base werden für jedes gebildete Mol Wasser etwa 57,6 kJ Wärme freigesetzt:

Dies legt nahe, dass solche Reaktionen auf einen Prozess zurückzuführen sind. Wir erhalten die Gleichung dieses Prozesses, wenn wir eine der gegebenen Reaktionen, zum Beispiel die erste, genauer betrachten. Wir schreiben seine Gleichung neu, indem wir starke Elektrolyte in ionischer Form schreiben, da sie in Lösung in Form von Ionen vorliegen, und schwache in molekularer Form, da sie hauptsächlich in Form von Molekülen in Lösung vorliegen (Wasser ist ein sehr schwacher Elektrolyt):

Unter Berücksichtigung der resultierenden Gleichung sehen wir, dass sich die Na + - und Cl - -Ionen während der Reaktion nicht verändert haben. Daher schreiben wir die Gleichung erneut um und eliminieren diese Ionen von beiden Seiten der Gleichung. Wir bekommen:

Somit werden die Neutralisationsreaktionen einer starken Säure mit einer starken Base auf denselben Prozess reduziert - auf die Bildung von Wassermolekülen aus Wasserstoffionen und Hydroxidionen. Es ist klar, dass auch die thermischen Effekte dieser Reaktionen gleich sein müssen..

Genau genommen ist die Reaktion der Bildung von Wasser aus Ionen reversibel, was durch die Gleichung ausgedrückt werden kann

Wie wir weiter unten sehen werden, ist Wasser jedoch ein sehr schwacher Elektrolyt und dissoziiert nur in vernachlässigbarem Maße. Mit anderen Worten, das Gleichgewicht zwischen Wassermolekülen und Ionen ist stark auf die Bildung von Molekülen ausgerichtet. Daher läuft in der Praxis die Reaktion der Neutralisation einer starken Säure mit einer starken Base bis zum Ende ab.

Beim Mischen einer Lösung eines Silbersalzes mit Salzsäure oder mit einer Lösung eines seiner Salze bildet sich immer ein charakteristischer weißer Quarkniederschlag von Silberchlorid:

Ähnliche Reaktionen sind auch auf einen Prozess zurückzuführen. Um seine ionenmolekulare Gleichung zu erhalten, schreiben wir zum Beispiel die Gleichung der ersten Reaktion neu und zeichnen starke Elektrolyte wie im vorherigen Beispiel in ionischer Form und die Substanz im Sediment in molekularer Form auf:

Wie zu sehen ist, sind die Ionen H + und NO3 - Während der Reaktion keine Änderungen vornehmen. Deshalb schließen wir sie aus und schreiben die Gleichung erneut:

Dies ist die ionenmolekulare Gleichung des betreffenden Prozesses..

Es sollte auch berücksichtigt werden, dass der Niederschlag von Silberchlorid im Gleichgewicht mit den Ionen Ag + und C1 - in Lösung ist, so dass der durch die letzte Gleichung ausgedrückte Prozess reversibel ist:

Aufgrund der geringen Löslichkeit von Silberchlorid ist dieses Gleichgewicht jedoch sehr stark nach rechts verschoben. Daher können wir annehmen, dass die Reaktion der AgCl-Bildung aus Ionen fast das Ende erreicht.

Die Bildung eines AgCl-Niederschlags wird immer beobachtet, wenn Ag + - und C1 - -Ionen in einer Lösung in einer signifikanten Konzentration vorliegen. Daher können Sie mithilfe von Silberionen das Vorhandensein von C1 - -Ionen in der Lösung und umgekehrt mithilfe von Chloridionen das Vorhandensein von Silberionen nachweisen. Das C1-Ion kann als Reagenz für das Ag + -Ion dienen, und das Ag + -Ion kann ein Reagenz für das C1-Ion sein -.

In Zukunft werden wir die ionenmolekulare Form in großem Umfang zum Schreiben von Reaktionsgleichungen mit Elektrolyten verwenden.

Um ionenmolekulare Gleichungen zu erstellen, muss man wissen, welche Salze wasserlöslich und welche praktisch unlöslich sind. Die allgemeinen Eigenschaften der Löslichkeit der wichtigsten Salze in Wasser sind in Tabelle 2 angegeben..

Ionenmolekulare Gleichungen helfen, die Merkmale der Reaktion zwischen Elektrolyten zu verstehen. Betrachten wir als Beispiel mehrere Reaktionen, an denen schwache Säuren und Basen beteiligt sind.

Tabelle 2. Löslichkeit der wichtigsten Salze in Wasser.

Elektrolyte und ihre Eigenschaften (Seite 1 von 8)

Wässrige Lösungen von Salzen, Säuren und Basen haben eine gewisse Besonderheit - sie leiten elektrischen Strom. In diesem Fall leiten wasserfreie feste Salze und Basen sowie wasserfreie Säuren keinen Strom; fast keine Strömung und sauberes Wasser. Offensichtlich unterliegen solche Substanzen, wenn sie in Wasser gelöst werden, einigen tiefgreifenden Veränderungen, die die elektrische Leitfähigkeit der resultierenden Lösungen bestimmen..

Wenn beispielsweise ein Strom durch eine Schwefelsäurelösung fließt, zerfällt Wasser in seine Bestandteile - Wasserstoff und Sauerstoff -, die auf den Platten freigesetzt werden, die jeweils mit den negativen und positiven Polen der Batterie verbunden sind. Solche Lösungen, die sich chemisch zersetzen, wenn ein Strom durch sie fließt, werden als Elektrolyte bezeichnet, und der Prozess der Zersetzung einer Substanz durch elektrischen Strom wird als Elektrolyse bezeichnet..

1. Bestimmung von Elektrolyten

Wir können sagen, dass Elektrolyte Substanzen sind, in denen Ionen in einer merklichen Konzentration vorhanden sind und den Durchgang von elektrischem Strom verursachen (Ionenleitfähigkeit). Elektrolyte werden auch Leiter der zweiten Art genannt..

Elektrolyte sind im engeren Sinne Substanzen, deren Moleküle in Lösung aufgrund der elektrolytischen Dissoziation in Ionen zerfallen. Unter den Elektrolyten werden feste Elektrolytlösungen und ionische Schmelzen unterschieden. Elektrolytlösungen werden oft auch Elektrolyte genannt. Je nach Art des Lösungsmittels werden Elektrolyte in wässrige und nichtwässrige Elektrolyte unterteilt. Hochmolekulare Elektrolyte - Polyelektrolyte - gehören zu einer besonderen Klasse..

Entsprechend der Art der Ionen, die während der elektrolytischen Dissoziation wässriger Lösungen gebildet werden, werden Salzelektrolyte isoliert (sie enthalten keine H + - und OH - -Ionen), Säuren (H + -Ionen überwiegen) und Basen (OH - -Ionen überwiegen). Wenn während der Dissoziation von Elektrolytmolekülen die Anzahl der Kationen mit der Anzahl der Anionen übereinstimmt, werden solche Elektrolyte als symmetrisch bezeichnet (1,1-wertig, zum Beispiel KCl, 2,2-wertig, zum Beispiel CaSO)4, usw.). Andernfalls werden Elektrolyte als asymmetrisch bezeichnet (1,2-Valenz-Elektrolyte, z. B. H.2SO4, 3,1-wertig, zum Beispiel A1 (OH)3, usw.). Abhängig von der Fähigkeit zur elektrolytischen Dissoziation werden Elektrolyte bedingt in stark und schwach unterteilt. Schwache Elektrolyte zeichnen sich vor allem durch die Konstante und den Dissoziationsgrad und starke durch die Aktivität von Ionen aus.

1.1 Schwache Elektrolyte. Konstante und Dissoziationsgrad

Moleküle schwacher Elektrolyte werden nur teilweise in Ionen dissoziiert, die sich im dynamischen Gleichgewicht mit nicht dissoziierenden Molekülen befinden. Schwache Elektrolyte enthalten viele organische Säuren und Basen in wässrigen und nichtwässrigen Lösungsmitteln. Der Dissoziationsgrad hängt von der Art des Lösungsmittels, der Konzentration der Lösung, der Temperatur und anderen Faktoren (+ + CH) ab3GURREN -

Welche Konstante (Dissoziationskonstante) ist mit den Konzentrationen der entsprechenden Partikel durch das Verhältnis verbunden:

Der Dissoziationsgrad eines Elektrolyten ist der Anteil seiner Moleküle, die dissoziiert wurden, d. H. Das Verhältnis der Anzahl der Moleküle, die in einer gegebenen Lösung in Ionen zerfallen, zur Gesamtzahl der Elektrolytmoleküle in einer Lösung.

Im Falle eines MX-Elektrolyten, der in M ​​+ - und X- -Ionen dissoziiert, hängen die Konstante und der Dissoziationsgrad durch die Beziehung zusammen (Ostwald-Verdünnungsgesetz).

wobei C die molare Konzentration des Elektrolyten ist, mol / l.

Wenn der Dissoziationsgrad viel geringer als eins ist, kann in ungefähren Berechnungen angenommen werden, dass 1 - a

Die letzte Beziehung zeigt, dass mit der Verdünnung der Lösung (d. H. Mit einer Abnahme der Elektrolytkonzentration C) der Dissoziationsgrad des Elektrolyten zunimmt.

Wenn der Dissoziationsgrad in der Elektrolyt-MX-Lösung gleich a ist, sind die Konzentrationen von M + - und X- -Ionen in der Lösung gleich und betragen:

Wenn wir hier den Wert von a aus der vorherigen Beziehung einsetzen, finden wir:

Für Berechnungen im Zusammenhang mit der Säuredissoziation ist es häufig zweckmäßig, nicht die K-Konstante, sondern den sogenannten pK-Dissoziationskonstantenindex zu verwenden, der durch das Verhältnis bestimmt wird

Offensichtlich nimmt mit zunehmendem K, dh mit zunehmender Säurestärke, der pK-Wert ab; Daher ist die Säure umso schwächer, je größer der pK ist.

Wenn gleichnamige Ionen in die Lösung eines schwachen Elektrolyten eingeführt werden (d. H. Ionen, die mit einem der während der Elektrolytdissoziation gebildeten Ionen identisch sind), wird das Dissoziationsgleichgewicht gestört und in Richtung der Bildung nicht dissoziierter Moleküle verschoben, so dass der Dissoziationsgrad des Elektrolyten abnimmt. Somit erhöht die Zugabe seines Salzes (zum Beispiel Natriumacetat) zu einer Essigsäurelösung die Konzentration von CH-Ionen3COO - und nach dem Le-Chatelier-Prinzip verschiebt sich das Dissoziationsgleichgewicht nach links.

In Lösungen von mehrbasigen Säuren sowie Basen, die mehrere Hydroxylgruppen enthalten, werden schrittweise Gleichgewichte hergestellt, die aufeinanderfolgenden Dissoziationsstadien entsprechen. Die Dissoziation der Phosphorsäure erfolgt also in drei Stufen, von denen jede einem bestimmten Wert der Schrittkonstante der Dissoziation entspricht. Da K.1 >> K.2 >> K.3, dann verläuft die Dissoziation in der ersten Stufe am stärksten, und beim Übergang zu jeder nachfolgenden Stufe nimmt der Dissoziationsgrad in der Regel stark ab.

Die Dissoziation des Elektrolyten führt dazu, dass die Gesamtzahl der Partikel der gelösten Substanz (Moleküle und Ionen) in der Lösung im Vergleich zu einer Nichtelektrolytlösung mit der gleichen molaren Konzentration zunimmt. Daher manifestieren sich Eigenschaften, die von der Gesamtzahl der in der Lösung vorhandenen gelösten Partikel abhängen (kolligative Eigenschaften), wie osmotischer Druck, Senkung des Dampfdrucks, Erhöhung des Siedepunkts, Senkung des Gefrierpunkts, in Elektrolytlösungen stärker als in gleichen Konzentrationen Lösungen von Nichtelektrolyten. Wenn sich infolge der Dissoziation die Gesamtzahl der Partikel in der Elektrolytlösung im Vergleich zur Anzahl ihrer Moleküle um den Faktor i erhöht, sollte dies bei der Berechnung des osmotischen Drucks und anderer kolligativer Eigenschaften berücksichtigt werden. Die Formel zur Berechnung des Druckabfalls ∆p des Lösungsmitteldampfes hat in diesem Fall folgende Form:

R.0- gesättigter Dampfdruck über einem reinen Lösungsmittel;

P.2- die Anzahl der Mol gelösten Stoffes;

P.1- die Anzahl der Mol Lösungsmittel;

i - isotonischer Koeffizient oder Vant Hoff-Koeffizient.

In ähnlicher Weise ist eine Abnahme der Kristallisationstemperatur & Dgr; tkrist und Erhöhung des Siedepunktes ∆tBallen Die Elektrolytlösung wird durch die Formeln gefunden

wobei m die molare Konzentration des Elektrolyten ist und K bzw. E die kryoskopische Konstante und die ebullioskopische Konstante des Lösungsmittels sind.

Verwenden Sie schließlich die Formel, um den osmotischen Druck (P, kPa) der Elektrolytlösung zu berechnen

wobei C die molare Konzentration des Elektrolyten ist, mol / l; R ist die Gaskonstante (8,31 J. mol -1. K -1); T - absolute Temperatur, K..

Es ist leicht zu erkennen, dass der isotonische Koeffizient i als Verhältnis ∆p, ∆t berechnet werden kannkrist, ∆tBallen, P, experimentell gefunden, auf die gleichen Werte, die ohne Berücksichtigung der Elektrolytdissoziation berechnet wurden (∆рsubtrahieren, ∆tkrist. Gewohnheit, ∆tBallen, R.subtrahieren):

Der isotonische Koeffizient i hängt mit dem Grad der Elektrolytdissoziation a durch das Verhältnis zusammen

Dabei ist k die Anzahl der Ionen, in die das Elektrolytmolekül während der Dissoziation zerfällt (für KClk = 2, für BaCl2 und Na2SO4k = 3 usw.).

Finden der experimentellen Werte ∆p, ∆tkrist usw. kann der Wert von i, der Dissoziationsgrad des Elektrolyten in einer gegebenen Lösung berechnet werden. Es ist zu beachten, dass bei starken Elektrolyten der Wert eines auf diese Weise gefundenen a nur den „scheinbaren“ Dissoziationsgrad ausdrückt, da starke Elektrolyte in Lösungen vollständig dissoziiert sind. Der beobachtete Unterschied im scheinbaren Dissoziationsgrad von der Einheit ist mit interionischen Wechselwirkungen in Lösung verbunden.

Literatur Zu Dem Herzrhythmus

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