Головна

дисоціація

  1.  Питання 12. Комплексні сполуки: будова, характер зв'язку, дисоціація. Класифікація комплексних сполук.
  2.  Питання 25. Розчини електролітів. Електролітична дисоціація. Ступінь дисоціації. Константа дисоціації.
  3.  Дисоціація води. Водневий показник
  4.  Дисоціація води. Іонну виробництво води. Водний показник.
  5.  Оборотна дисоціація комплексів
  6.  Розділ 9. Електролітична дисоціація і іонні реакції

Ключові слова: Електроліти, сольватация, ступінь дисоціації, константа дисоціації, іонна сила розчину, активність іонів, коефіцієнт активності, закон розведення Оствальда, фактори, що впливають на ступінь дисоціації.

За здатністю проводити електричний струм все речовини діляться на електроліти (проводять електричний струм) і неелектролітів (що не проводять електричний струм). електроліти -речовини, що володіють іонною провідністю; їх називають провідниками другого роду - проходження струму через них супроводжується перенесенням речовини. До електролітів відноситься більшість неорганічних кислот, підстав і солей. У середовищі високої діелектричної проникності (спирти, вода і ін.) Вони розпадаються на іони. Процес розпаду молекул на іони називається електролітичної дисоціацією:NaCl  Na+ + Cl-. Дисоціація електролітів на іони супроводжується сольватацией, т. Е. Взаємодією іонів з полярними молекулами розчинника. Якщо розчинником є ??вода, то термін «сольватация» замінюється терміном «гідратація».

Кількісною характеристикою процесу дисоціації єступінь дисоціації (a), яка показує відношення числа молекул, що розпалися на іони (Nіон), До загального числа розчинених молекул (Nзаг):

a = Nіон / Nзаг. За ступенем дисоціації електроліти діляться:

1) на сильні, Які в 0,1 М розчині мають a> 30%; до них відносяться: майже всі солі (крім HgCl2, СdCl2, Fe (SCN)3, Pb (CH3COO)2 і деякі інші); сильні мінеральні кислоти (HNO3, HCl, H2SO4, HI, HBr, HСlO4); підстави лужних (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH) і лужноземельних металів (Ca (OH)2, Sr (OH)2, Ba (OH)2);

2) середні (A = 3 - 30% в 0,1 М розчинах); до них відносяться, наприклад, H3PO4, H2SO3, HF, Mg (OH)2;

3) слабкі (A <3% в 0,1 М розчинах); слабкими електролітами є H2S, H2CO3, HNO2, HCN, H2SiO3, H3BO3, HClO і ін., А також більшість підстав багатовалентних металів, NH4OH і вода.

Сильні електроліти практично без остачі диссоциируют на іони, і цей процес можна зобразити таким чином:

 HCl H+ + Cl- ; Na2SO4  2Na+ + SO42-

Для оцінки стану іонів в розчині користуються активністю - Умовної (ефективної) концентрацією іонів, відповідно до якої вони діють в хімічних процесах. активність іона а (Моль / л) пов'язана з його молярної концентрацією в розчині (См) Співвідношенням: а = F · Зм, Де f - коефіцієнт активності іона (безрозмірна величина).

Коефіцієнти активності іонів залежать від складу і концентрації розчину, заряду і природи іона і інших умов. Значення коефіцієнтів активності по розрахованої іонної силі розчину можна визначити з використанням відповідних таблиць. Іонна сила розчину (?) дорівнює полусумме творів молярних концентрації (См) Кожного іона на квадрат його заряду (Z):

? = 0,5 (C1Z12 + C2Z22 + ... + CnZn2) = 0,5 ? Ci Zi 2, (I = від 1 до n)

Слабкі електроліти дисоціюють частково і зупинити. В їх розчинах переважали не іони, а молекули. До рівноваги, яке встановлюється в розчині слабкого електроліту між молекулами і іонами, можна застосувати закони хімічної рівноваги і записати константу рівноваги, яка називається константою дисоціації (ДоД) І наводиться в таблицях. Константа дисоціації характеризує силу електроліту: чим більше величина КД., Тим сильніше електроліт, і навпаки.

HNO2 H+ + NO2- (Рівняння електролітичноїдисоціації)

 1, де [H+], [NO2-], [HNO2] - Молярні рівноважні концентрації відповідних часток в розчині, КД- Константа дисоціації азотистої кислоти HNO2

Рівноваги в слабких електролітах підкоряються закону розведення Оствальда. Якщо загальна молярна концентрація слабкого електроліту, наприклад, слабкої кислоти HNO2 дорівнює С (моль / л), тоді концентрація іонів H+ і NO2- буде визначатися виразом [H+] = [NO2-] = С · a (моль / л), а концентрація недіссоціірованних електроліту [HNO2] = (С-С · a). тоді

 . При a << 1 отримаємо ДоД = С.a2 и .

Ступінь дисоціації залежить від природи електроліту, його концентрації, природи розчинника, присутності в розчині однойменних іонів, температури. Для одного і того ж електроліту при даної температурі ступінь дисоціації (a) збільшується з розведенням розчину; при великих розведеннях електроліт повністю дисоціює (a®1). Зі збільшенням температури a також збільшується.

Контрольні питання:

1. Які речовини називаються електролітами і неелектролітів?

2. Дайте визначення кислот, підстав і солей з точки зору теорії електролітичної дисоціації.

3. Що таке ступінь і константа дисоціації?

4. У яких випадках термін «концентрація» замінюється терміном «активність»?

Список рекомендованої літератури:

1. Глінка Н. л. Загальна хімія: навч. посібник для вузів / Н. л. Глінка. - М .: КНОРУС, 2009. - С. 237 - 252.

2. Коровін Н. в. Загальна хімія: підручник для технічних направл. і спец. вузів - 7-е изд., испр. - М .: Вища школа, 2006. - С. 210 - 243.


С. б. Денисова, О. б. Чалова




 КОРОТКИЙ КУРС ЛЕКЦІЙ |  РГР (домашні завдання або контрольні роботи), залік - 0, іспит - 1 |  Для студентів нехімічних спеціальностей: ПГ, БПГ, ПС, БПС, ВВ, ДС, ЕС, ГФ |  Лекція 1. Квантово-механічна модель будови атома |  Лекція 2. Електронні конфігурації атомів. Періодичний Закон. Періодична система Д. і. Менделєєва |  Лекція 3. Основні типи хімічного зв'язку. ковалентний зв'язок |  Полярність і поляризованість ковалентного зв'язку і молекул |  Лекція 5. Міжмолекулярні взаємодії. воднева зв'язок |  Лекція 6. Хімічна термодинаміка |  Лекція 7. Хімічна кінетика |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати