Теории кислот и оснований
жүктеу/скачать 154,5 Kb.
|
ЛЕКЦИЯ № 16
| Теория Аррениуса
Представления о кислотах и основаниях существуют более трех столетий, но до сих пор нет единого определения этих понятий. Первым приближением к современным взглядам на кислоты и основания была теория шведского физико-химика Аррениуса, выдвинутая им в 1887 году, вытекающая из его теории электролитической диссоциации. За создание теории электролитической диссоциации Аррениус в 1903 году был удостоен Нобелевской премии по химии. Исследуя электропроводимость водных растворов, он обратил внимание на тот факт, что их проводимость при разбавлении увеличивается. Исходя из этого, он высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы – ионы, которые могут передвигаться к электродам – отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду. Данный процесс распада был назван электролитической диссоциацией. Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Теория Аррениуса, с одной стороны, объясняла, почему растворы электролитов проводят ток, с другой стороны – объясняла увеличение числа частиц в растворе. Аррениус из всех ионов выделил ионы H+ и OH как продукты автодиссоциации воды: H2O H+ + OH Затем он высказал утверждение, что все кислоты образуют в растворе катионы водорода (H+), а все основания - гидроксид-ионы (OH): Кислоты: HNO3 H+ + NO3 и HNO2 H+ + NO2 Основания: NaOH Na+ + OH и NH3 . H2O NH4+ + OH Кислоты и основания, для которых степень распада на ионы (степень электролитической диссоциации) имеет значение, близкое к единице, были названы Аррениусом сильными (HNO3, NaOH), а все остальные - слабыми (HNO2, NH3 . H2O). Слабые кислоты можно было сравнить по силе, используя закон действующих масс - по значениям констант кислотной диссоциации KДК, а слабые основания - по значениям констант оснoвной диссоциации KДО. Чем выше значение KД, тем более сильным считался слабый электролит-кислота или слабый электролит-основание. Для многооснoвных кислот (например, H2CO3 или H3PO4) и многокислотных оснований типа Ca(OH)2 и La(OH)3 идет ступенчатая диссоциация - последовательный отрыв каждого катиона H+ или аниона OH: H2CO3 H+ + HCO3, HCO3 H+ + CO32 Ca(OH)2 CaOH+ + OH, CaOH+ Ca2+ + OH В этих случаях получался набор значений KД (для кислот KДК1, KДК2 …, для оснований - KДО1, KДО2 …), и сравнение кислот либо оснований по силе становилось неопределенным. Сильные кислоты и основания из-за практического отсутствия состояния равновесия по закону действующих масс никак не характеризовались количественно, их сила просто считалась наибольшей. Многие ученые – современники Аррениуса, вначале не приняли его теорию. У многих из них то время еще не было четкого понимания, чем ионы отличаются от нейтральных атомов. Им казалось невероятным, как, например, хлорид натрия в воде может существовать в виде отдельных ионов натрия и хлора: как известно, натрий бурно реагирует с водой, а раствор хлора имеет желто-зеленый цвет и ядовит. В результате диссертация Аррениуса получила ряд отрицательных отзывов. К числу самых непримиримых противников Аррениуса принадлежал и Д.И.Менделеев, создавший «химическую» теорию растворов, в отличие от «физической» теории Аррениуса. Менделеев считал, что в растворах происходят по сути химические взаимодействия между растворенным веществом и растворителем, тогда как теория Аррениуса представляла водные растворы как механическую смесь ионов и воды. В 1889 году Менделеев опубликовал Заметку о диссоциации растворенных веществ, в которой ставился под сомнение сам факт распада на ионы в растворах электролитов. «Сохраняя все то, что приобретено в отношении к пониманию растворов, – писал Менделеев, – мне кажется, можно оставить в стороне гипотезу об особом виде диссоциации – на ионы, совершающейся с электролитами при образовании слабых растворов». Вскоре выяснилась качественная и количественная ограниченность взглядов Аррениуса на кислоты и основания, которая заключалась в следующем. Во-первых, по идее Аррениуса, из обратимости реакций диссоциации как бы следовало, что чем больше вводить вещества в раствор, тем сильнее равновесие диссоциации сдвинется вправо (в соответствии с принципом Ле-Шателье), и тем в большей степени будет протекать данная реакция. Но экспериментальные данные показали обратное: в разбавленном растворе степень диссоциации слабой кислоты или основания становилась больше, чем в концентрированном. Отсюда можно было бы сделать ложный вывод, будто хорошо растворимые кислоты и основания - более сильные электролиты, чем плохо растворимые. Эксперименты показали, что растворимость и степень диссоциации никак между собой не связаны: и хорошо, и плохо растворимый электролит может оказаться и сильным, и слабым. Указанные экспериментальные факты были объяснены в 1888 году Оствальдом, который сформулировал закон разбавления, устанавливающий математическую зависимость между степенью диссоциации α и аналитической (по приготовлению) концентрацией вещества в растворе С, а именно: жүктеу/скачать 154,5 Kb. Достарыңызбен бөлісу:
|