КАТЕГОРИИ: Архитектура-(3434)Астрономия-(809)Биология-(7483)Биотехнологии-(1457)Военное дело-(14632)Высокие технологии-(1363)География-(913)Геология-(1438)Государство-(451)Демография-(1065)Дом-(47672)Журналистика и СМИ-(912)Изобретательство-(14524)Иностранные языки-(4268)Информатика-(17799)Искусство-(1338)История-(13644)Компьютеры-(11121)Косметика-(55)Кулинария-(373)Культура-(8427)Лингвистика-(374)Литература-(1642)Маркетинг-(23702)Математика-(16968)Машиностроение-(1700)Медицина-(12668)Менеджмент-(24684)Механика-(15423)Науковедение-(506)Образование-(11852)Охрана труда-(3308)Педагогика-(5571)Полиграфия-(1312)Политика-(7869)Право-(5454)Приборостроение-(1369)Программирование-(2801)Производство-(97182)Промышленность-(8706)Психология-(18388)Религия-(3217)Связь-(10668)Сельское хозяйство-(299)Социология-(6455)Спорт-(42831)Строительство-(4793)Торговля-(5050)Транспорт-(2929)Туризм-(1568)Физика-(3942)Философия-(17015)Финансы-(26596)Химия-(22929)Экология-(12095)Экономика-(9961)Электроника-(8441)Электротехника-(4623)Энергетика-(12629)Юриспруденция-(1492)Ядерная техника-(1748) |
Слабые электролиты. Для слабых электролитов степень диссоциации очень мала (α<<1)
Для слабых электролитов степень диссоциации очень мала (α<<1). Так, для воды при 20оС α ≈ 1 ∙ 10–9. Это означает, что только одна молекула из миллиарда распадается на ионы. В растворах слабых электролитов, наряду с диссоциацией, непрерывно протекает и обратный процесс – ассоциация. С течением времени между ними устанавливается химическое равновесие, которое может быть смещено в ту или иную сторону. В результате диссоциации электролита происходит увеличение числа его частиц в растворе. Это позволяет экспериментально определить степень диссоциации по измерению тех свойств раствора, которые зависят только от количества содержащихся в нём частиц растворённого вещества, но не от их природы, размеров, массы. К таким свойствам относятся температура кипения и замерзания раствора, осмотическое давление и некоторые другие. Для растворов слабых электролитов значения α, определённые различными способами, как правило, совпадают и всегда значительно меньше единицы, что хорошо согласуется с теорией Аррениуса. Как показали экспериментальные исследования, степень диссоциации слабых электролитов зависит от их концентрации и температуры раствора .
Таблица 8. Изменение степени диссоциации уксусной кислоты в зависимости от ее молярной концентрации в растворе
При повышении температуры раствора степень диссоциации увеличивается, т.к. при этом лучше обеспечивается поляризация и облегчается последующий разрыв ковалентной полярной связи в молекулах электролита. При понижении температуры α уменьшается. Возрастает α и при уменьшении концентрации слабых электролитов, т.е. при разбавлении растворов (табл. 8). При этом толщина разделяющей ионы водной прослойки становится больше, поэтому электростатическое взаимодействие между ними, приводящее к ассоциации ионов в молекулы, наблюдается реже.
При бесконечно большом разведении степень диссоциации электролита стремится к своему максимальному значению, т.е. к единице (рис. 30).
Рис. 30. Изменение степени электролитической диссоциации α с разбавлением V (схема)
Таким образом, для слабых электролитов α не является постоянной величиной. Поэтому их способность к распаду на ионы удобнее сравнивать по константе диссоциации, которая представляет собой константу равновесия обратимой реакции электролитического разложения молекул электролита. Например:
HNO2 H+ + NO2– где с(Н+), с(NO2–), c(HNO2) – равновесные молярные концентрации ионов H+, NO2– и непродиссоциированных молекул HNO2.
Константа диссоциации слабых электролитов не зависит от их концентрации в растворе даже при значительном разбавлении и при данной температуре остается постоянной величиной (табл. 9). С увеличением температуры раствора константа диссоциации слабых электролитов во многих случаях изменяется сложным образом (рис. 31).
Таблица 9. Зависимость величины Kдисс. уксусной кислоты в растворе от ее молярной концентрации при Т = 298 K
Рис. 31. Зависимость константы диссоциации K некоторых слабых электролитов в водных растворах от температуры t (°С)
Чем меньше Kдисс., тем более слабым является данный электролит. Например, уксусная кислота (Kдисс. = 1,85·10–5) почти в 38 500 раз сильнее циановодородной HCN (Kдисс. = 4,8·10–10) и примерно в 10 раз слабее муравьиной кислоты (Kдисс. = 1,8·10–4). Существуют слабые электролиты (многоосновные кислоты, многокислотные основания) процесс распада которых на ионы протекает ступенчато, т.е. в несколько стадий. При этом каждая стадия характеризуется своей величиной константы диссоциации.
Например, в 2 стадии осуществляется диссоциация сероводородной кислоты:
1) H2S H+ + HS–
2) HS– H+ + S2–
Суммарное уравнение реакции диссоциации H2S выглядит следующим образом: H2S 2H+ + S2– Величина константы диссоциации для суммарного уравнения и значения констант диссоциации отдельных стадий связаны между собой соотношением:
Kсумм. = K1 · K2 · K3 …
При ступенчатой диссоциации распад слабого электролита на каждой последующей стадии происходит в меньшей степени, чем на предыдущей, т.е. K1 > K2 > K3 и т.д. Это объясняется тем, что отрыв иона происходит уже не от нейтральной молекулы (как на первой стадии), а от частицы со все более возрастающим зарядом и требует поэтому больших затрат энергии. Часто для оценки силы слабого электролита вместо величины константы диссоциации используют ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком (pK) pK = -lg Kдисс.
В этом случае чем больше величина pK, тем более слабым является электролит.
Дата добавления: 2014-01-04; Просмотров: 1290; Нарушение авторских прав?; Мы поможем в написании вашей работы! Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет |