Сильные и слабые электролиты

Диссоциация основных солей

Диссоциация кислых солей

Диссоциация средних солей

Диссоциация оснований

Диссоциация кислот

Диссоциация кислот, оснований, солей

Теория электролитической диссоциации создана С. Аррениусом, основные положения которой заключаются в следующем:

· при растворении электролитов происходит диссоциация (распад) их молекул на заряженные частицы – ионы;

· при диссоциации устанавливается термодинамическое равновесие между образовавшимися ионами и молекулами;

· величина заряда иона совпадает с валентностью атома элемента или кислотного остатка, а число положительных зарядов равно числу отрицательных зарядов;

· в целом раствор нейтрален. Растворы электролитов проводят электрический ток. Они являются проводниками «второго рода».

Согласно современной теории растворов диссоциация происходит в результате взаимодействия растворённого вещества с молекулами растворителя. Хорошо диссоциируют молекулы с ионной и ковалентной полярной связью. Неполярные и малополярные молекулы не диссоциируют или диссоциируют очень мало. На диссоциацию электролитов в значительной степени влияет полярность растворителя. Чем выше полярность растворителя, тем выше степень диссоциации электролита.

С точки зрения электролитической диссоциации кислотами называются электролиты, образующие в водных растворах ионы водорода (Н⁺).

Например:

НСl = H⁺ + Cl^-

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂S ↔ H⁺ +НS^- I ступень

HS^-↔ H⁺ + S^2- II ступень

H₂S↔ 2H⁺ + S^2- суммарное уравнение диссоциации

CH₃COOH ↔ H⁺ + CH₃COO ^-

Основаниями называются электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием гидроксид-ионов (ОН^-).

Например:

NaOH = Na⁺ + OH^-

NH₄OH ↔ NH⁺₄ + OH^-

Например:

NaCl = Na⁺ + Cl^-

NiSO₄ = Ni²⁺ + SO₄^2-

K₃PO₄ = 3K⁺ + PO₄^{3 -}

КНSО₄ = К⁺ + (НSО₄)^-

СаОНСI = (СаОН)⁺ + СI^-

Изучение свойств растворов электролитов показало, что в растворах наряду с ионами присутствуют и молекулы, так как диссоциация происходит не полностью. Долю диссоциированных молекул характеризует степень диссоциации. Степень диссоциации(a) – это отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворённых молекул N: a = n /N

Например: a = 20 %. Это значит, что из 100 молекул электролита 20 молекул распалось на ионы, КА ↔ К⁺ + А^- и в растворе присутствует 40 ионов, а также 80 нераспавшихся молекул. Всего в растворе будет присутствовать 120 частиц.

Степень диссоциации зависит от концентрации электролита, от температуры. С уменьшением концентрации и повышением температуры степень диссоциации возрастает.

Все электролиты по степени диссоциации делятся на сильные и слабые. Условно электролиты, для которых степень диссоциации больше 50 % относят к сильным, а для которых меньше чем 50 % - к слабым.

К сильным электролитам относятся:

· СОЛИ, растворимые в воде;

· ОСНОВАНИЯ элементов 1 и 2 групп главных подгрупп;

· КИСЛОТЫ Н₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HJ, HMnO₄, HClO₄, HClО₃ и другие.

К слабым электролитам относятся:

· ВОДА;

· СОЛИ, нерастворимые в воде;

· ОСНОВАНИЯ НЕРАСТВОРИМЫЕ в воде и NH₄OH;

· КИСЛОТЫ органические (такие как уксусная - СН₃СООН), H₂S, H₂CO₃, H₂SiO₃, H₃BO₃ и другие.

Принято, что сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы, а слабые электролиты - лишь частично.

Чтобы исключить влияние концентрации электролита для характеристики диссоциации используют константу диссоциации. Т.к. диссоциация является обратимым процессом:

КА ↔ К⁺ + А^-,

то по закону действующих масс:

_{→ → ← ←}

υ = k·[КА], υ = k·[К⁺]·[А^-], тогда

_{→ ←}

k · k·[КА] = k ∙[К⁺]·[А^-]

_{→ ←}

В состоянии равновесия υ = υ, следовательно

- константа диссоциации Кд.

Константа равновесия является количественной характеристикой диссоциации. K_Д зависит от температуры и не зависит от концентрации раствора. По величине K_Д можно судить о силе электролита.

Например: для одной и той же температуры:

K_Д(СН₃СООН) = 1,75·10^-5; K_Д(HСN) = 7,9·10^-10, следовательно более сильным электролитом является уксусная кислота.

Если многоосновные слабые кислоты и основания диссоциируют по ступеням, то каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации, причем константа диссоциации по каждой последующей ступени на несколько порядков ниже, чем по предыдущей.

Например: Н₂СО₃↔ НСО₃^- + Н⁺, Кд = 4,45·10^-7

НСО₃^-↔ СО₃^2- + Н⁺, Кд = 4,8·10^-11

Связь константы диссоциациисо степенью диссоциации выражается законом разбавления Оствальда:

Кд, где

С – молярная концентрация раствора;

ά – стапень диссоциации

Для очень слабых электролитов при α<<1 это уравнение упрощается:

Кдис = α² · С_M и α²

Отсюда следует, что степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита.

Дата добавления: 2014-10-15