На головну

слабкі електроліти

  1. неелектролітів
  2. Визначте свої слабкі сторони.
  3. поліелектроліти
  4. РОЗВІДНИК, ЗАПАМ'ЯТАТИ! Слабкі місця у собаки - ніс, очі і нижні ребра
  5. Сильні і слабкі культури
  6. Сильні і слабкі сторони противників
  7. сильні електроліти

Для слабких електролітів ступінь дисоціації дуже мала (? << 1). Так, для води при 20оЗ ? ? 1 • 10-9. Це означає, що тільки одна молекула з мільярда розпадається на іони. У розчинах слабких електролітів, поряд з дисоціацією, безперервно протікає і зворотний процес - асоціація. З плином часу між ними встановлюється хімічна рівновага, яке може бути зміщений в ту чи іншу сторону.

В результаті дисоціації електроліту відбувається збільшення числа його частинок в розчині. Це дозволяє експериментально визначити ступінь дисоціації по вимірюванню тих властивостей розчину, які залежать тільки від кількості містяться в ньому частинок розчиненої речовини, але не від їх природи, розмірів, маси. До таких властивостей відносяться температура кипіння і замерзання розчину, осмотичний тиск і деякі інші.

Для розчинів слабких електролітів значення ?, певні різними способами, як правило, збігаються і завжди значно менше одиниці, що добре узгоджується з теорією Арреніуса.

Як показали експериментальні дослідження, ступінь дисоціації слабких електролітів залежить від температури розчину і його концентрації.

Таблиця 8. Зміна ступеня дисоціації оцтової кислоти в залежності від її молярної концентрації в розчині

 ССН3СООН, моль / дм3  0,2  0,1  0,05  0,01  0,005  0,001
 ?,%  0,95  1,4  1,9  4,2  6,0  12,4

При підвищенні температури розчину ступінь дисоціації збільшується, тому що при цьому краще забезпечується поляризація і полегшується подальший розрив ковалентного полярного зв'язку в молекулах електроліту. При зниженні температури ? зменшується.

Зростає ? і при зменшенні концентрації розчинів, тобто при їх розведенні (табл. 8), тому що при цьому товщина розділяє іони водної прошарку стає більше, тому електростатичне взаємодія між ними, що приводить до асоціації іонів в молекули, спостерігається рідше.

При нескінченно великому розведенні ступінь дисоціації електроліту прагне до свого максимального значення, тобто до одиниці (рис. 30).

Мал. 30. Зміна ступеня електролітичноїдисоціації ? з розведенням V (схема)

Таким чином, для слабких електролітів ? не є постійною величиною. Тому їх здатність до розпаду на іони зручніше порівнювати по константі дисоціації, яка представляє собою константу рівноваги оборотної реакції електролітичного розкладання молекул електроліту.

наприклад:

HNO2 H+ + NO2-

де СН+, СNO2-, CHNO2- Рівноважні молярні концентрації іонів H+, NO2- і непродіссоціірованних молекул HNO2.

Константа дисоціації слабких електролітів не залежить від їх концентрації в розчині навіть при значному розбавлені і при даній температурі залишається постійною величиною (табл. 9). Зі збільшенням температури розчину константа дисоціації слабких електролітів у багатьох випадках змінюється складним чином (рис. 31).

Таблиця 9. Залежність величини Kдис. оцтової кислоти в розчині від її молярної концентрації при Т = 298 K

 ССН3СООН, моль / дм3  0,1  0,05  0,0012  0,0003
Kдис.  1,845 · 10-5  1,845 · 10-5  1,850 · 10-5  1,855 · 10-5

Мал. 31. Залежність константи дисоціації K деяких слабких електролітів у водних розчинах від температури t (° С)

Чим менше Kдис., Тим слабшим є даний електроліт. Наприклад, оцтова кислота (Kдис. = 1,85 · 10-5) Майже в 220 000 разів сильніше синильної HCN (Kдис. = 4,8 · 10-10) І приблизно в 10 разів слабкіше мурашиної кислоти (Kдис. = 1,8 · 10-4).

Існують слабкі електроліти (багатоосновні кислоти, многокіслотние підстави) процес розпаду яких на іони протікає східчасто, тобто в кілька стадій. При цьому кожна стадія характеризується своєю величиною константи дисоціації.

Наприклад, в 2 стадії здійснюється дисоціація сірководневої кислоти:

1) H2S H+ + HS-

2) HS- H+ + S2-

Сумарне рівняння реакції дисоціації H2S виглядає наступним чином:

H2S  2H+ + S2

Величина константи дисоціації для сумарного рівняння і значення констант дисоціації окремих стадій пов'язані між собою співвідношенням:

Kсум. = K1 · K2 · K3 ...

При ступінчастою дисоціації розпад слабкого електроліту на кожній наступній стадії відбувається в меншій мірі, ніж на попередній, тобто K1 > K2 > K3 і т.д. Це пояснюється тим, що відрив іона відбувається вже не від нейтральної молекули (як на першій стадії), а від частки з усе більш зростаючим зарядом і вимагає тому великих витрат енергії.

Часто для оцінки сили слабкого електроліту замість величини константи дисоціації використовують її десятковий логарифм, узятий з оберненим знаком (pK)

pK = -lg Kдис.

У цьому випадку чим більше величина pK, тим слабшим є електроліт.




Способи вираження складу розчинів | Термодинамічні аспекти процесу розчинення. ідеальні розчини | Дифузія і осмос в розчинах | Роль осмосу в біологічних процесах | Таким чином, відповідно до закону Рауля тиск насиченої пари розчинника над розчином прямо пропорційно мольної частці розчинника. | Розчини замерзають при більш низькій температурі, ніж чистий розчинник. | Таким чином, розчини різних за своєю природою речовин, але з однаковою моляльній концентрацією будуть кипіти і замерзати при одній і тій же температурі. | Застосування методів кріоскопії і ебулліоскопіі | Колігативні властивості електролітів. Ізотонічний коефіцієнт Вант-Гоффа | Електролітична дисоціація |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати