Водные растворы,электролиты

где – единичный вектор в направлении 
на диполь из точки, где ищем поле. 

  Водородная  связь

   Ни  одна из планет Солнечной системы не содержит на своей поверхности такого большого количества воды, как наша Земля. Моря и океаны, средняя глубина которых около 6 км, покрывают 71 % поверхности Земли. Огромное количество воды в виде снега и льда сосредоточено в приполярных районах.

   Этот  удивительный факт пока не нашел однозначного объяснения. Безусловно, вода играет огромную роль в возникновении и существовании  жизни на нашей планете. Во многом это связано со свойствами, которых  нет у ее ближайших соседей  и аналогов. Прежде всего нужно разобраться, почему вода может находиться в жидком и даже в твердом состоянии (лед) в условиях, в которых похожие соединения водорода с более тяжелыми элементами (серой, селеном и т.д.) газообразны.

   Молекула  воды имеет следующее электронное  строение:

     Две электронные пары образуют полярные ковалентные связи между атомами  водорода и кислорода, а оставшиеся две электронные пары остаются свободными и называются неподеленными. Молекула воды имеет угловое строение, угол Н–О–Н составляет 104,5 градусов. 

 

   Наличие в молекулах H₂O неподеленных электронных пар у атомов кислорода и положительно заряженных атомов водорода приводит к совершенно особому взаимодействию между молекулами, называемому ВОДОРОДНОЙ СВЯЗЬЮ (рис. 7-1). В отличие от всех уже знакомых нам видов химической связи эта связь – межмолекулярная.

   Водородная  связь (на рисунке она обозначена пунктиром) возникает при взаимодействии обедненного электронами атома  водорода одной молекулы воды с неподеленной электронной парой атома кислорода  другой молекулы воды. 

   Рис. 7-1. Водородные связи  между молекулами воды (обозначены пунктиром). 

   Водородная  связь является частным случаем  межмолекулярных связей. Считается, что она обусловлена в основном электростатическими силами. Для возникновения водородной связи нужно, чтобы в молекуле был один или несколько атомов водорода, связанных с небольшими, но электроотрицательными атомами, например: O, N, F. Важно, чтобы у этих электроотрицательных атомов были неподеленные электронные пары. Поэтому водородные связи характерны для таких веществ, как вода H₂O, аммиак NH₃, фтороводород HF. Например, молекулы HF связаны между собой водородными связями, которые на рисунке показаны пунктирными линиями: 

 

     Водородные  связи приблизительно в 20 раз менее  прочные, чем ковалентные, но именно они заставляют воду быть жидкостью или льдом (а не газом) в обычных условиях. Водородные связи разрушаются только тогда, когда жидкая вода переходит в пар.

     При температурах выше 0°С (но ниже температуры  кипения) вода уже не имеет такую  упорядоченную межмолекулярную структуру, как показано на рис. 7-1. Поэтому в жидкой воде молекулы связаны между собой лишь в отдельные агрегаты из нескольких молекул. Эти агрегаты могут свободно двигаться рядом друг с другом, образуя подвижную жидкость. Но при понижении температуры упорядоченность становится все больше и больше, а агрегаты – все крупнее. Наконец, образуется лед, который имеет именно такую упорядоченную структуру, которая показана на рисунке.

     В кристалле льда между молекулами остаются пустоты. Объем этих пустот больше, чем размер отдельной молекулы Н₂О. Поэтому лед имеет меньшую плотность, чем жидкая вода и плавает на поверхности воды. Большинство же других веществ при замерзании увеличивает свою плотность.

     Таким образом, водородные связи придают  воде еще одно уникальное свойство, без которого вряд ли могла бы существовать разнообразная жизнь в тех районах Земли, где температура зимой понижается ниже 0°С. Если бы лед тонул в воде, то зимой все водоемы промерзали бы до самого дна. Трудно ожидать, что рыбы согласились бы жить в таких условиях. Человек мог бы растапливать лед, превращая его в воду для своих нужд, но это потребовало бы огромных затрат дополнительной энергии. 
 
 
 
 
 

Электролиты. Типы сильных электролитов. 

        Электролит  — вещество, расплав или раствор, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований. Электролиты — проводники второго рода, вещества, которые в растворе (или расплаве) состоят полностью или частично из ионов и обладающие вследствие этого ионной проводимостью.

Исходя из степени  диссоциации, все электролиты делятся  на две группы:

      Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (HCl, HBr, HI, HNO3).

        Слабые  электролиты — степень диссоциации  меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот, основания p-, d-, и f- элементов.

Между этими  двумя группами четкой границы нет, одно и то же вещество может в  одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом — слабого. 

        Сильные электролиты

Классическая  теория электролитической диссоциации  применима лишь к разбавленным растворам  слабых электролитов. Сильные электролиты  в разбавленных растворах диссоциированы практически полностью, поэтому  представления о равновесии между  ионами и недиссоциированными молекулами лишено смысла. Согласно представлениям, выдвинутым в 20—30-х гг. 20 в. В. К. Семенченко, Н. Бьеррумом, Р. М. Фуоссом и др., в растворах сильных электролитов при средних и высоких концентрациях образуются ионные пары и более сложные агрегаты. Современные спектроскопические данные показывают, что ионная пара состоит из двух ионов противоположного знака, находящихся в контакте («контактная ионная пара») или разделённых одной или несколькими молекулами растворителя («разделённая ионная пара»). Ионные пары электрически нейтральны и не принимают участия в переносе электричества. В сравнительно разбавленных растворах сильных электролитов равновесие между отдельными сольватированными ионами и ионными парами может быть приближённо охарактеризовано, аналогично классической теории электролитической диссоциации, константой диссоциации (или обратной величиной — константой ассоциации). Это позволяет использовать вышеприведённое уравнение для расчёта соответствующей степени диссоциации, исходя из экспериментальных данных.

В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы  диссоциации в разбавленных растворах  сильных электролитов можно вычислить  теоретически, исходя из представлений  о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде — растворителе.  
 

        Кристаллогидраты

Кристаллогидраты, кристаллы, включающие молекулы воды. Многие соли, а также кислоты и  основания выпадают из водных растворов  в виде К. Типичными кристаллогадратами являются многие природные минералы, например гипс CaSO4·2H2O, карналлит MgCl2·KCl·6H2O. Кристаллизационная вода обычно может быть удалена нагреванием, при этом разложение кристаллогидратов часто идёт ступенчато; так, медный купорос CuSO4·5H2O (синий) выше 105 °С переходит в CuSO4·5H2O (голубой) и CuSO4·H2O (белый); полное обезвоживание происходит выше 250°С. Однако некоторые соединения (например, BeC2O4·H2O) устойчивы только в форме кристаллогидраты и не могут быть обезвожены без разложения. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Водородный  показатель 

По кислотно-основным свойствам растворы обычно подразделяют на кислые, нейтральные и щелочные. Это лишь качественные характеристики кислотности среды. Для количественной характеристики можно использовать молярную концентрацию ионов водорода. Удобно кислотность (основность) водных растворов выражать через десятичный логарифм молярной концентрации ионов Н⁺, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородный показатель. Её обозначают символом  рН:   рН = - lg с (Н⁺)

Если раствор нейтральный т.е. с (Н⁺) = с (Н^-), то рН =7.

В кислотном  растворе с (Н⁺) > с (Н^-), то рН <7   и щелочном

с (Н⁺) < с (Н^-), то рН >7.

        Значение  рН можно экспериментально определить при помощи кислотно-основных индикаторов  – веществ, которые изменяют окраску с бесцветной (кисла форма индикатора) на красную (щелочная форма) при переходе от кислой среды к щелочной в интервале рНот 8,2 до 10,0.

Подбирая индикаторы с различными интервалами перехода окраски, можно установить рН. Наиболее точно рН раствора можно определить при помощи специальных приборов – рН-метров.

        Определение кислотности среды – практически  важная аналитическая задача. Многие растворы, используемые в промышленности и сельском хозяйстве, природные  объекты должны иметь строго определенное значение рН.

        На  одном из этапов производства вольфрама  получают – вольфрамат аммония. Эта  соль выпадает в осадок при рН = 7,3 - 7,4.

Водородный показатель желудочного сока равен 1,7. Увеличение или уменьшение этого значения приводит к нарушению пищеварительных  функций человека.

        В сельском хозяйстве ведется контроль кислотности почвы. Например, для  садоводства наилучшей является  почва с рН = 5-6. При откланении рН от этих значений в почву вносят подкисляющие или подщелачивающие  добавки. 
 
 
 

                                                                                        

 
 

Гидролиз  солей. Типы гидролиза. 

     Гидролиз  солей – это взаимодействие ионов  соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.

     Гидролиз, дословно, - это разложение водой. Давая  такое определение реакции гидролиза солей, мы подчеркиваем, что соли в растворе находятся в виде ионов, и что движущей силой реакции является образование малодиссоциирующих частиц (общее правило для многих реакций в растворах).

     Всегда  ли ионы способны образовывать с водой малодиссоциирующие частицы? Разбирая этот вопрос, отмечаем, что катионы сильного основания и анионы сильной кислоты таких частиц образовать не могут, следовательно, в реакцию гидролиза не вступают.

   Какие типы гидролиза возможны? Поскольку  соль состоит из катиона и аниона, то возможно три типа гидролиза:

• гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);
• гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);
• совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион);

 

   Гидролиз по катиону приводит к образованию гидроксокатионов и ионов водорода (среда раствора кислая).

   Отмечаем, что только иногда, при n=1, вместо гидроксокатионов получаем молекулы слабого основания.  
А может ли гидроксокатион вступить в реакцию со следующей молекулой воды? Сообщаем, что это будет вторая ступень гидролиза, и что каждая следующая ступень протекает в тысячи раз слабее, чем предыдущая, что даже первая ступень протекает обычно на доли процента. Поэтому, как правило, рассматривается только первая ступень гидролиза.

   Гидролиз  по аниону разбираем аналогично, записываем уравнение:

An^n– + H-OH « HAn^(n-1)– + OH^–

Подводим учеников к выводу:

     Гидролиз  по аниону приводит к образованию  гидроанионов и гидроксид-ионов (среда  раствора щелочная).

   Совместный  гидролиз.

       Из самого названия следует,  что в этом случае в растворе  протекают две выше рассмотренные  реакции. Опровергаем (можно экспериментом) представление о том, что среда будет нейтральной. Одинаковое число ионов водорода и гидроксид-ионов только на бумаге. На самом деле здесь протекают две независимые обратимые реакции, и каких ионов в растворе окажется больше, зависит от степени протекания каждой реакции. А это, в свою очередь, зависит от того, что слабее, кислота или основание.

     Если  слабее основание, то в большей степени будет протекать гидролиз по катиону и среда раствора будет кислой. Если слабее основание – наоборот. Как исключение, возможен случай, когда среда будет почти нейтральной, но это только исключение.

     Одновременно  обращаем внимание на то, что связывание гидроксид-ионов и ионов водорода в воду приводит к уменьшению их концентрации в растворе. Предлагаем вспомнить принцип Ле Шателье и подумать, как это повлияет на равновесие. Подводим их к выводу, что при совместном гидролизе степень его протекания будет значительно выше, и, в отдельных случаях, это может привести к полному гидролизу.