Головна

Електроліти і електролітична дисоціація

  1. VII. Електролітична дисоціація. Ступінь електролітичноїдисоціації. Іонний добуток води. твір розчинності
  2. АСОЦІАЦІЯ І ДИСОЦІАЦІЯ
  3. Дисоціація води. Водневий показник
  4. Дисоціація води. середа розчинів
  5. неелектролітів
  6. поліелектроліти
  7. сильні електроліти

Розчини, які проводять електричний струм, називаються розчинами електролітів.Існують дві основні причини проходження електричного струму через провідники: або за рахунок перенесення електронів, або за рахунок перенесення іонів. Електронна провідність властива, перш за все, металам. Іонна провідність властива багатьом хімічних сполук, що володіє іонним будовою, наприклад, солей в твердому або розплавленому станах, а також багатьом водним і неводним розчинів. всі речовини з їхньої поведінки в розчинах прийнято ділити на дві категорії: а) речовини, розчини яких мають іонною провідністю (Електроліти); б) речовини, розчини яких не володіють іонною провідністю (Неелектролітів). До електролітів відноситься більшість неорганічних кислот, підстав і солей. До неелектролітів відносяться багато органічні сполуки, наприклад, спирти і вуглеводи.

Виявилося, що розчини електролітів мають більш низькими значеннями температури плавлення і більш високими температурами кипіння в порівнянні з відповідними значеннями для чистого розчинника або для розчину неелектроліту в цьому ж розчиннику. Для пояснення цих фактів Арреніус запропонував теорію електролітичноїдисоціації.

під електролітичної дисоціацією розуміється розпад молекул електроліту в розчині з утворенням позитивно та негативно заряджених іонів - катіонів та аніонів. Наприклад, молекула оцтової кислоти так дисоціює у водному розчині:

СН3СООН  СН3СОО- + Н+

Процес дисоціації у всіх випадках є оборотним, тому при написанні рівнянь реакції дисоціації застосовується знак оборотності  . Різні електроліти дисоціюють на іони в різного ступеня. Повнота розпаду залежить від природи електроліту, його концентрації, природи розчинника, температури.

Сильні і слабкі електроліти. Ступінь дисоціації. Константа дисоціації. Ступенем дисоціації ? називають - відношення числа молекул, що розпалися на іони (n) до загального числа розчинених молекул (n0).

? = (n / n0)·100

Ступінь дисоціації може змінюватися від 0 до 1, від відсутності дисоціації до повної дисоціації. Залежно від величини ступеня дисоціації розрізняють слабкі і сильні електроліти. До слабким електролітів відносять речовини, у яких ступінь дисоціації в 0,1 М розчинах менше 3%; якщо ступінь дисоціації в 0,1 М розчині перевищує 30%, то такий електроліт називають сильним. Електроліти, ступінь дисоціації яких лежить в межах від 3% до 30%, називаються електролітами середньої сили.

До сильних електролітів належать більшість солей, деякі кислоти - НСl, НВr, НI, НNО3, НСlO4, Н2SO4 і підстави лужних і лужноземельних металів - луги LiОН, NаОН, КОН, RbОН, СsОН, Са (ОН)2, Sr (ВІН)2, Ва (ОН)2.

Рівняння реакції дисоціації електроліту АК на катіони К+ і аніони А- можна в загальному вигляді представити таким чином:

КА К+ + А-

і ступінь дисоціації ? в даному випадку можна виразити відношенням молярної концентрації утворилися іонів [До+] Або [А-] до первісної молярної концентрації електроліту [АК]о, Т. Е.

Зі збільшенням концентрації розчину ступінь дисоціації електроліту зменшується.

Багатоосновні кислоти і підстави диссоциируют східчасто - спочатку від молекули відщеплюється один з іонів, потім інший і т. Д. Кожна ступінь дисоціації характеризується своїм значенням константи дисоціації.

I ступінь: Н2SO4 > Н+ + НSO4-

II ступінь: НSO4- Н+ + SO42

Загальне рівняння: Н2SO4  2Н+ + SO42

Процес електролітичноїдисоціації характеризують константою дисоціації (К). Так, для реакції КА К+ + А- константа дисоціації:

К = [К+]·-] / [КА]

Між константою і ступенем електролітичноїдисоціації існує кількісний зв'язок. У наведеному прикладі загальну концентрацію розчиненої речовини позначимо с, А ступінь дисоціації ?. Тоді [До+] = [А-] = ? · з і відповідно концентрація недіссоціірованних частинок [КА] = (1 - ?)с.

Підставивши значення у вираз для константи дисоціації, отримаємо співвідношення

, Оскільки молярна концентрація дорівнює C = 1 / V, то

Дані рівняння є математичним виразом закону розведення Оствальда: константа дисоціації електроліту не залежить від розведення розчину.

Іонний добуток води. рН розчину. Значення константи дисоціації води КН2О = 1 · 10-14. Дану константу для води називають іонним твором води, яке залежить тільки від температури.

Згідно реакції Н2О Н+ + ОН-, При дисоціації води на кожен іон Н+ утворюється один іон ОН-, Отже, в чистій воді концентрації цих іонів однакові: [Н+] = [ОН-] = 10-7.

рН = -lg [Н+]

Водні розчини мають значення рН в інтервалі від 1 до 14. За співвідношенням концентрацій цих іонів розрізняють три типи середовищ: нейтральну, кислу і лужну.

нейтральне середовище - Середовище, в якій концентрації іонів [Н+] = [ОН-] = 10-7 моль / л (рН = 7).

кисле середовище - Середовище, в якій концентрація іонів [Н+] Більше концентрації іонів [ОН-], Т. Е. [Н+]> 10-7 моль / л (рН <7).

Лужне середовище-середовище, в якій концентрація іонів [Н+] Менше концентрації іонів [ОН-], Т. Е. [Н+] <10-7 моль / л (рН 7).

Якісно реакцію середовища і рН водних розчинів електролітів визначають за допомогою індикаторів і рН-метра.

Наприклад, якщо концентрація іонів [H+] = 10-4 моль / л, то рН = - lg10-4 = 4 і середовище розчину кисла, а якщо концентрація іонів [ОН-] = 10-4 моль / л, то [Н+] = К2O) - [ОН-] = 10-14 - 10-4 = 10-10, А рН = - lg10-10 = 10 і середовище розчину лужна.

Твір розчинності. Розчинення твердої речовини в воді припиняється тоді, коли утворюється насичений розчин, т. Е. Встановлюється рівновага між твердою речовиною і частинками того ж речовини, що знаходяться в розчині. Так, наприклад, в насиченому розчині хлориду срібла встановлюється рівновага:

AgClтв  Ag+водн + Сl-водн

У насиченому розчині електроліту добуток концентрацій його іонів є величина постійна при даній температурі і ця величина кількісно характеризує здатність електроліту розчинятися, називається вона твором розчинності (ПР).

Пр (АgCl) = [Аg+] [Cl-]

твір розчинності - це постійна величина, що дорівнює добутку концентрацій іонів малорастворимого електроліту в його насиченому розчині. У загальному випадку для малорастворимого електроліту складу AmBn можна записати: AmBn - mA + nB

ПРAmBn = [A]m · [B]n

Знаючи величини творів розчинності, можна вирішувати питання, пов'язані з утворенням або розчиненням опадів при хімічних реакціях, що особливо важливо для аналітичної хімії.




Одиниці виміру температури Т, тиску р і обсягу V. | Система - тіло або група тіл, відокремлених від навколишнього середовища реальної чи уявної поверхнею розділу. | Реакції, в результаті яких ентальпія зростає (? Н 0) і система поглинає теплоту ззовні (Qp <0) називаються ендотермічними. | Швидкість хімічної реакції визначається кількістю речовини, прореагировавшего в одиницю часу в одиниці об'єму. | Оборотні та необоротні реакції. Стан хімічної рівноваги | Стан, в якому швидкість зворотної реакції стає рівною швидкості прямої реакції, називається хімічним рівновагою. | Механізм утворення розчинів і їх класифікація | Ідеальні та реальні розчини. Розчинення як фізико-хімічний процес | Залежність розчинності різних речовин від природи розчинника, температури і тиску | Присутність розчиненої речовини, поряд зі зниженням тиску насиченої пари над розчином, підвищує температуру кипіння і знижує температуру замерзання. |

© 2016-2022  um.co.ua - учбові матеріали та реферати