Характеристика свойств электролитов
Электролиты – вещества, проводящие электрический ток в растворе и расплаве. Поведение электролитов объяснила теория электролитической диссоциации С. Аррениуса(1887 г). Состояние в растворе сильных электролитов было объяснено теорией П. Дебая и Э. Хюккеля (1923 г). Для количественной характеристики диссоциции электролитов применяют две величины: константу (Кд) диссоциации, и степень диссоциации (α). Сильные электролиты диссоциируют в разбавленных раствора нацело. В растворах слабых электролитов существует равновесие между ионами и молекулами. Степень диссоциации (ионизации) α называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул этого вещества в растворе: α = n/N,
где n – число распавшихся на ионы молекул электролита, N – общая концентрация молекул. Степень диссоциации измеряется в % или в долях единицы. α ≤ 1,тогда a = числопродиссоциировавших молекул ×100% общее числомолекул
По величине степени диссоциации электролиты делятся на слабые и сильные. Для сильных электролитов, к которым относятся некоторые минеральные кислоты и щелочи, большинство солей, α > 30 %. У слабых электролитов α ≤ 3 %. К слабым относят некоторые минеральные кислоты (HNO2, HCN, H2SO3), большинство оснований, практически все органические кислоты. В промежутке при значениях α от 3 до 30% электролиты считаются средней силы. α - зависит от температуры, концентрации и природы электролита. Важнейшей характеристикой слабого электролита служит константа диссоциации (Кд). Рассмотрим равновесную реакцию диссоциации слабого электролита НАn:
HAn « H+ + An - . Константа равновесия Кс этой реакции и есть Кд:
[H+ ] ×[An-] KД = . [HAn] Кд – это отношение произведения концентрации диссоциированных ионов к концентрации непродиссоциированных молекул. Кд показывает, во сколько раз скорость диссоциации больше скорости ассоциации. Кд зависит от природы электролита и растворителя, температуры и не зависит от концентрации. Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита С и его степень диссоциации α, то получим K = C×a × Ca = Д C× (1 - a ) C×a 2 1 - a .
Это соотношение называют законом разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов при α << 1 это уравнение упрощается:
Тогда
Это позволяет заключить, что при бесконечном разбавлении степень диссоциации α стремится к единице. Тогда закон Оствальда может быть сформулирован так: Степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора Рассмотрим диссоциацию N моль электролита, диссоциирующего на n ионов. Тогда зависимость изотонического коэффициента от степени диссоциации можно записать в виде i = (1 - a ) × N + a × n × N . N
Решая уравнение относительно α, получим a = i -1 . n -1 Определив экспериментально изотонический коэффициент, можно найти степень диссоциации α в условиях эксперимента. Следует иметь в виду, что в случае сильных электролитов найденное таким способом значение α выражает «кажущуюся» степень диссоциации, поскольку в растворах сильные электролиты диссоциированы полностью. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Важное значение имеет диссоциация воды, поскольку она участвует в кислотно-основном равновесии растворенных в ней электролитов. Вода диссоциирует на ионы:
Н2О ⇄ Н+ + ОН‒ Ее константа при 295 К (22 оС) равна
[H+ ] ×[OH- ]
-16 KД = [H2O] = 1,8 ×10 .
При столь малой константе диссоциации концентрация воды остается практически неизменной и равной [H2 O] = 1000 = 55,6 18 моль∙л-1,
Отсюда произведение постоянных величин
Численная величина произведения ионов, на которые диссоциирует вода, называемое ионным произведением воды Кв, равна
][OH- ] = KД ×[H2O] = 1000 ×1,8 ×10-16 18
= 1×10
-14 .
Таким образом, в пределах 15-25°С ионное произведение воды Kв=10-14 Равенство [H+ ] и [OH-] соответствует нейтральной среде: [H+ ] = [OH- ] = 1 ∙ 10‒7 моль-ион/л,
при [H+ ] при [H+ ] > 1 ∙ 10‒7 моль-ион/л – кислой, < 1 ∙ 10‒7 моль-ион/л – щелочной.
Для удобства характеристики кислотности среды было предложено использовать отрицательный логарифм от ионного уравнения воды. Очевидно,
Отсюда −lg( [H+][OH‒] )=(−lg 1·10‒14 ).
(-lg[Н+]) + (-lg[ОН-]) =(−lg 1·10‒14 ).
Величину отрицательного логарифма концентрации ионов водорода называли водородным показателем и обозначили рН, отрицательный логарифм концентрации ионов гидроксила гидроксильным показателем и обозначили его рОН. Так как рН = -lg[Н+], рОН = -lg[ОН-], тогда рН+ рОН = 14. Величина рН впервые была введена датским химиком С. Серенсоном. Буква «р» - начальная от датского слова potenz (степень), «Н»- символ водорода. В кислых растворах рН <7, в нейтральных =7, в щелочных >7. В обычной лабораторной практике рН измеряют с погрешностью 0,02. Величины рН и рОН можно рассчитать используя значения ионного произведения воды. Если [Н+ ] = 10 -3 моль-ион/л ; рН = -lg[Н+], рН = -lg[10-3 моль-ион/л]= 3, а рОН = 14 – рН = 14 – 3=11, тогда рН + рОН =14. Гидролиз солей Кроме реакции диссоциации, в растворе происходят реакции обмена между растворенным веществом (протолитом) и растворителем (для водных растворов – гидролиз, для неводных – сольволиз).
Популярное: Почему двоичная система счисления так распространена?: Каждая цифра должна быть как-то представлена на физическом носителе... Как вы ведете себя при стрессе?: Вы можете самостоятельно управлять стрессом! Каждый из нас имеет право и возможность уменьшить его воздействие на нас... Организация как механизм и форма жизни коллектива: Организация не сможет достичь поставленных целей без соответствующей внутренней... ©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (255)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |