Лекция № 15. Растворы электролитов

Реальные растворы. Активность.

­ концентрация раствора Þ ­ отклонения от законов идеальных растворов вследствие взаимодействия между частицами раствора.

Вместо концентрации (с) – активность (а).

а = g∙ с

g – коэффициент активности, учитывает все виды взаимодействия частиц в растворе:

· вычисляют по экспериментальным данным (Т _зам, Т _кип и др.)

· рассчитывают теоретически

Электролиты – вещества с ионной или ковалентной полярной связью: диссоциирующие в Н₂О, др. полярных растворителях или расплавах на ионы и способные проводить электрический ток

Растворы, расплавы электролитов – ионные проводники (II рода):

перенос тока в осуществляется ионами

Металлические проводники (I рода): е^-- проводимость

Распад вещества на ионы - электролитическая диссоциация:

ü результат взаимодействия частиц растворяющегося вещества с молекулами растворителя + тепловое (колебательное) движение частиц

ü сопровождается образованием сольватированных ионов

(если растворитель Н₂О – ионы гидратированные)

Диссоциация NaCl

ЭО(Cl) = 3,0 ЭО(Na) = 0,9∆ЭО = 2,1 Þ ионная связь

ион – дипольное взаимодействие

NaCl_к + H₂O ® Na⁺ × aq + Cl^– × aq

гидратированные ионы

NaCl ® Na⁺ + Cl^–

Диссоциация НCl

ЭО(Cl) = 3,0 ЭО(Н) = 2,1∆ЭО = 0,9 Þ ковалентная полярная связь

диполь – дипольное взаимодействие

НCl + H₂O ® Н⁺ × aq + Cl^– × aq

НCl ® Н⁺ + Cl^–

Количественная характеристика диссоциации -

степень диссоциации a:

отношение числа молекул, диссоциированных на ионы (с _дис), к общему числу молекул электролита(с _о)

a = с _дис / с _о

a = 0 – неэлектролиты, с_дис = 0

a ≈ 1 – сильные электролиты с_дис ≈ с ₀

a << 1 - слабые электролиты с_дис < с ₀ (a: 0,03 ÷ 03)

a зависит:

· от природы растворенного вещества

(от строения молекул, химической связи в них, межмолекулярных взаимодействий)

Вещество, с = соnst	l св, нм	Е св, кДж/моль	a
HF	0,92		0,10
HCl	1,27		0,92
HBr	1,40		0,95
HI	1,60		0,98

↑ l _св, Е _св ↓, a ↑

H⁺ᵟ — F^-ᵟ ∙ ∙ ∙ H⁺ᵟ — F^-ᵟ ∙ ∙ ∙ H⁺ᵟ — F^-ᵟ (Н – связи)

· от природы растворителя (величины диэлектрической проницаемости среды ε)

HCl

растворитель	ε	a
Н2О	80,4	0,92
С6Н6	2,3	≈ 0

! Четкой границы между сильными и слабыми электролитами нет

· от температуры

сильные электролиты: с ↑ Т a↓

слабые электролиты: зависимость проходит через максимум (для многих веществ max находится в области 60 ⁰С)

· от концентрации

В водных растворах

Сильные электролиты:

1. кислоты: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄ и др.

2. щелочи (гидроксиды s -металлов, кроме Be(OH)₂ Mg(OH)₂)

3. почти все соли

Слабые электролиты:

1. многие неорганические и органические кислоты

2. основания р -, d - элементов, Be(OH)_2, Mg(OH)₂) (справочник)

3. NH₄OH, амины

4. H₂O

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Процесс диссоциации – обратим

Равновесие в растворе слабого электролита характеризуется константой диссоциации

Диссоциация слабой кислоты: НА Н⁺ + А^-

Диссоциации слабого основания: RОН R⁺ + ОН^–

К_Д зависит от:

• природы диссоциирующего вещества и растворителя;

• температуры:

С ­ Т Þ К_Д ­, т. к. DН_дисс> 0

К_Д – не зависит от концентрации раствора

К²⁵_д Þ таблица

Чем ↓ К _Д, тем слабее диссоциирует электролит

ЗАВИСИМОСТЬ a от С слабого электролита

муравьиная кислота:

НСООН НСОО^- + Н⁺

с _о – исходная концентрация кислоты

a – степень диссоциации

закона Оствальда

Если a < 0,07, то - упрощенная формула

Þ a уменьшается с ↑ концентрации

Равновесие диссоциации динамическое Þ его можно сместить в ту или иную сторону (ослабить или усилить диссоциацию)

СН₃СООН СН₃СОО^– + Н⁺

ü разбавление: равновесие смещается вправо, т. е. a ↑

ü введения одноименного иона:

+ СН₃СООNH₄ ® СН₃СОО^– + NH₄⁺

↑ С (СН₃СОО^–) Þ равновесие смещается влево, т. е. a ¯

+ HCl ® Н⁺ + Сl^–

↑ С (Н⁺) Þ равновесие смещается вправо, т. е. a ↑

Дата добавления: 2014-10-31