4. Оксиды

Опыт 4.1. Получение оксидов

а) Получение оксида хрома (III). На кусок асбеста насыпьте дихромат аммония (NH₄)₂Cr₂O₇ в виде небольшого конуса. На вершину конуса капните каплю спирта и зажгите спирт. Начинается энергичная реакция, напоминающая по виду извержение вулкана:

(NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂↑ + 4H₂O + Cr₂O₃↓.

На месте конуса образуется большое количество зеленого оксида хрома (III).

б) Получение оксида магния. Захватите пинцетом небольшой кусочек магниевой ленты и зажгите ее в пламени спиртовки (при горении магния выделяется много света и тепла, будьте осторожны). Соберите образовавшийся порошок магния в пробирку и добавьте в нее воды. Капните в воду каплю фенолфталеина. Напишите уравнения реакций и объясните изменение окраски фенолфталеина.

3. Теория электролитической диссоциации

Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами. К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли, к неэлектролитам – большинство органических соединений.

Электролиты – проводники второго рода. В растворе или расплаве они самопроизвольно распадаются на ионы. Электропроводность таких растворов обусловлена перемещением ионов в электрическом поле. Очевидно, чем больше будет ионов в растворе, тем лучше он будет проводить электрический ток. Дистиллированная вода очень плохо проводит электрический ток.

Самопроизволный распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией. Для объяснения особенностей водных растворов электролитов Аррениусом была предложена теория электролитической диссоциации. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям.

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные. Свойства ионов совершенно иные, чем у образовавших их атомов. Например, металлический натрий Na энергично разлагает воду с выделением водорода, в то время как ионы натрия Na⁺ воду не разлагают. Атомы хлора Cl образуют двухатомные молекулы, которые ядовиты и имеют резкий запах. Хлорид-ионы Cl^- не ядовиты и не имеют запаха.

Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома – это простые ионы (Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺ и т.д.) и из нескольких атомов – это сложные ионы (NO₃^-, SO₄^2-, PO₄^3- и т.д.).

Многие ионы окрашены. Например, ион MnO₄^- имеет малиновый цвет, ион CrO₄^2- – желтый, ионы Na⁺ и Cl^- бесцветны. В водном растворе ионы беспорядочно передвигаются в различных направлениях.

Сумма положительных зарядов, приобретаемых ионами одного рода, равна сумме отрицательных зарядов ионов другого рода, вследствие чего весь раствор остается электрически нейтральным (правило электронейтральности).

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые – анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.

3. Диссоциация – обратимый процесс. Это означает, что параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциацией) протекает процесс объединения ионов в молекулы (ассоциация, молизация). Соотношение между этими процессами определяется степенью электролитической диссоциации α.

Степень диссоциации α – это отношение числа распавшихся на ионы молекул n к общему числу растворенных молекул N:

. (3.1)

Степень электролитической диссоциации определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 70%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 70 распалось на ионы.

Степень электролитической диссоциации зависит от температуры, от природы растворителя и растворенного вещества и от концентрации растворенного вещества. Повышение температуры, как правило, увеличивает степень диссоциации. С уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается и в бесконечно разбавленном растворе приближается к 100%. Поэтому сравнивать степень диссоциации различных электролитов можно только при одинаковых концентрациях и температурах. В силу этого деление электролитов на сильные и слабые весьма условно. Такое деление проводят для водных растворов электролитов при 25^оС и одинаковой концентрации электролита (обычно 0,1 моль-экв/л). Если при указанных условиях

0,3 ≤ α ≤ 1 – электролит сильный,

0,03 ≤ α ≤ 0,3 – электролит средней силы,

0 ≤ α ≤ 0,03 – электролит слабый.

Как правило, сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы. К ним относятся:

1. почти все растворимые соли;

2. многие минеральные кислоты, например, HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄, HClO₃, HBrO₄, HBrO₃, HMnO₄, H₂SO₄, H₂SeO₄, H₂CrO₄, H₂Cr₂O₇, H₂S₂O₇;

3. гидроксиды щелочных, щелочноземельных (кроме бериллия) и редкоземельных металлов (лантаноидов), например, LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Mg(OH)₂, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂, La(OH)₃, а также TlOH (напоминает щелочь).

Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы. К ним относятся:

1. почти все органические кислоты;

2. некоторые минеральные кислоты, например, HF, HNO₂, HClO, H₂CO₃, H₂S, H₂SiO₃, H₃BO₃ и др.;

3. многие гидроксиды металлов (не входящие в число сильных электролитов), а также NH₃∙Н₂O (NH₄OН) и вода H₂O.

Слабые электролиты не могут создать большую концентрацию ионов в растворе.

В водном растворе слабого электролита существует равновесие между ионами, образовавшимися в результате электролитической диссоциации, и не распавшимися молекулами электролита. Это равновесие характеризуется константой равновесия, которая называется константой диссоциации. Ее величина также свидетельствует о силе электролита. Чем меньше величина константы диссоциации, тем меньше степень электролитической диссоциации α. Для сильных электролитов со степенью диссоциации α = 1 не существует константы диссоциации.

Согласно современным представлениям электролитическая диссоциация сопровождается образованием гидратированных (в общем случае – сольватированных) ионов, т.е. ионов, химически связанных с полярными молекулами воды (в общем случае – растворителя). Гидратация ионов (в общем случае – сольватация) – основная причина диссоциации. Она отчасти затрудняет процесс, обратный диссоциации, – ассоциацию, т.е. объединение ионов в молекулы.

Гидратированные ионы могут иметь как постоянное, так и переменное число молекул воды. Чаще всего гидрат постоянного состава образует ион водорода Н⁺, удерживающий одну молекулу воды, – это гидратированный протон Н⁺(Н₂О). Его принято изображать формулой Н₃О⁺ (или ОН₃⁺) и называть ионом гидроксония. Следует помнить, что в растворах нет иона Н⁺, а есть ион Н₃О⁺, который для простоты условно обозначают символом Н⁺. Для простоты написания не указывают гидратированные молекулы воды, связанные с другими ионами.