Студопедия КАТЕГОРИИ: АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция |
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
1. Основные понятия теории электролитической диссоциации Электролиты–это вещества, которые при растворении в полярных растворителях в результате взаимодействия с молекулами последних распадаются на заряженные частицы - ионы. Это явление называется электролитической диссоциацией. К электролитам относятся кислоты, основания и соли. Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул электролита называется степенью диссоциации (ά). Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах. В зависимости от степени диссоциации электролиты условно разделяют на сильные, средние и слабые. Степень диссоциации сильных электролитов больше 30%, средних — от 2 до 30%, слабых — ниже 2% (в 0,1 н. растворах). К сильным электролитам относятся: 1) почти все соли (кроме CdCl2, HgCl2, Pb(CH3COO)2, Fe(SCN)3 и некоторых других); 2) кислоты: HHal (кроме НF) , HNO3, H2SO4, HClO4, HCOOH; 3) гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. К слабым и средним электролитам относятся: 1) большинство органических кислот; 2) минеральные кислоты: H2CO3, H2S, HCN, HNO2, H2SiO3, H3BO3, HClO, H3PO4, H3PO3, H3AsO4, H3AsO3, H2SO3, НF; 3) большинство оснований металлов (кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH4ОН. При разбавлении раствора степень диссоциации увеличивается. Поэтому при сравнении силы электролитов необходимо брать растворы одинаковой нормальности. Для хорошо растворимых электролитов существует свой предел разбавления, в рамках которого концентрация ионов в единице объема увеличивается с разбавлением вследствие увеличения степени диссоциации. Выше этого предела концентрация ионов уменьшается за счет сильного увеличения объема раствора. Об относительной силе электролитов можно судить по электропроводности их растворов, а также по химической активности в некоторых реакциях. Истинная степень диссоциации сильных электролитов в растворах любой концентрации равна 100%. Однако вследствие электростатического притяжения противоположно заряженных ионов, которое особенно значительно в концентрированных растворах, активность ионов снижается и сильный электролит ведет себя так, как если бы он находился в состоянии неполной диссоциации. Поэтому диссоциацию сильных электролитов принято количественно характеризовать кажущейся степенью диссоциации. Для всех остальных электролитов электролитическая диссоциация является процессом обратимым: КnАm ↔ nК+ + mА- Поэтому в растворах электролитов имеет место равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. Константа равновесия этого обратимого процесса называется константой электролитической диссоциации: Кдис = ([K+]n [A-]m)/[ КnАm] где [К+] и [А-] — концентрации в растворе катионов и анионов в моль/л, [KnAm] — концентрация недиссоциированных молекул в моль/л. Для данного электролита значение константы электролитической диссоциации постоянно при определенной температуре и в отличие от степени диссоциации не зависит от концентрации. Диссоциация электролитов в водных растворах сопровождается гидратацией ионов, т. е. взаимодействием их с полярными молекулами воды. Так, например, в воде по существу нет ионов Zn2+ или ионов Сг3+, а имеются гидратированные комплексные ионы [Zn (Н20)4]2+ и [Сг (Н20)6]3+. Процесс электролитической диссоциации кислоты следовало бы выражать уравнением: НА + nН2О = Н30+ + А(Н20)n- Н3О+ — ион гидроксония, определяющий общие свойства кислот. Гидратация катионов осуществляется по донорно-акцепторному механизму, а анионов — за счет водородной связи. На практике обычно пользуются упрощенными уравнениями без учета гидратации ионов: HN03 ↔ H+ + N03- NaOH ↔ Na+ + OH- Свойства водных растворов кислот и оснований определяются теми ионами, на которые они диссоциируют. Кислоты можно определить как электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах в качестве катионов только ионы водорода, а основания - как электролиты, образующие в качестве анионов только гидроксид-ионы. Многоосновные кислоты диссоциируют обычно постепенно (ступенчатая диссоциация): 1) h2so3 ↔ h+ + hso3- 2) hso3- ↔ h+ + SO32-, причем по первой ступени степень диссоциации больше, чем по второй. Ступенчатая диссоциация характерна и для оснований, содержащих несколько гидроксогрупп в молекуле: 1) Mg (OH) ↔ MgOH+ + OH- 2) MgOH+ ↔ Mg2+ + OH- Ступенчатость диссоциации кислот и оснований обусловливает возможность образования кислых и основных солей. Известны электролиты, которые при диссоциации образуют и ионы водорода, и гидроксид-ионы. Такие соединения называются амфотерными. Практически амфотерность соединения можно определить по способности его образовывать соли как с кислотами, так и со щелочами. Примером амфотерного электролита может служить гидроксид алюминия Al(OH)3. Уравнения реакций Al(OH)3 с кислотой и с основанием без учёта фактора гидратации могут быть представлены следующим образом. Al(OH)3 + 3NaOH = Na3[Al(ОН6)] А1(ОН)3 + ЗОН- = [А1(ОН)6]3- А1(ОН)з + ЗНС1 = А1С13 + ЗН20 А1(ОН)3 + ЗН+ = А13+ + ЗН20 Согласно теории Бренстеда кислоты и основания объединяются в группу протолитов — веществ, способных отдавать или принимать протоны. С этой точки зрения кислота является донором протонов, а основание — акцептором протонов. Поэтому кислота и основание взаимно связаны, и в общей форме можно писать: Кислота ↔ протон + основание Такие системы называются сопряженными, например: HF + Н2О ↔ Н30+ + F- кислота основание кислота основание донор акцептор NH3 + H2O ↔ NH4+ + ОН- основание кислота кислота основание акцептор донор Эта теория хорошо объясняет амфотерность электролитов. В приведенных примерах вода является в одном случае основанием, в другом — кислотой. Характер диссоциации гидроксидов ЭОН зависит от сравнительной степени полярности связей: Э—О и О—Н, которая определяется в основном величинами условных радиусов и зарядов ионов элементов, образующих гидроксид. Если полярность связи Н—О больше полярности связи Э—О, гидроксид диссоциирует по кислотному типу, например: НОСl ↔ Н+ + Сl- Если полярность связи Н—О меньше полярности связи Э—О, гидроксид диссоциирует по основному типу, например: NaOH ↔ Na+ + ОН- Если полярность связи Н—О примерно равна полярности связи Э—О, то гидроксид диссоциирует по амфотерному типу; например, простейшим амфотерным соединением является вода: Н2О ↔ Н++ ОН- Закон разбавления Оствальда. Итак, константа диссоциации электролита (Кдис) – константа равновесия реакции диссоциации. Рассмотрим диссоциацию слабого электролита: НА ↔ Н+ + А- Если исходную концентрацию НА обозначить через с моль/л, то равновесные концентрации ионов Н+ и А- будут αс моль/л, а равновесная концентрация недиссоциированной части электролита (с- αс) моль/л. Кдис = ([Н+] [А-])/[НА] = (αс. αс)/(с-αс), откуда следует: Кдис = α2с/(1- α). Для слабых электролитов степень диссоциации → к нулю и Кдис = α2с, откуда α = √(Кд/с) Т.е., согласно закону разбавления Оствальда, с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается. |
||
Последнее изменение этой страницы: 2018-04-12; просмотров: 566. stydopedya.ru не претендует на авторское право материалов, которые вылажены, но предоставляет бесплатный доступ к ним. В случае нарушения авторского права или персональных данных напишите сюда... |