Окислительно-восстановительные процессы

Общая и неорганическая химия

ЛЕКЦИИ

Лекция 5. Растворы электролитов.

История создания теории электролитической диссоциации является характерным примером построения научного знания – от экспериментальных данных (эмпирического материала) к идеализированным образам (физической модели) и математическому описанию.

Экспериментальные данные:

При измерении рассмотренных ранее параметров растворов – понижения температуры замерзания DT_з раствора по сравнению с чистым растворителем, повышения температуры кипения DT_к, осмотического давления p – обнаружено, что вещества, растворы которых проводят электрический ток, дают завышенные значения, причем коэффициент превышения экспериментальной величины по сравнению с вычисленной по молекулярной массе один и тот же:

i = DTз(эксп)/DTз(теор) = DTк(эксп)/DTк(теор) = p(эксп)/p(теор)

Вант-Гофф [[1]] назвал поправочный коэффициент i изотоническим.

Объяснение – диссоциация растворенных частиц.

Демонстрации:

а) электропроводность раствора уксусной кислоты по мере разбавления;

б) электропроводность спиртового и водного растворов хлорида кобальта.

Вещества, которые в растворе или в расплаве частично или полностью распадаются на ионы и проводят электрический ток за счет движения ионов, называются электролитами.

Степень диссоциации:

a = (число диссоц. молекул)/(общее число молекул раств. в-ва)

a = (i - 1)/(n - 1)

n – число ионов при диссоциации одной формульной единицы.

Объяснение эффектов наличием ионов соответствует построению физической модели явления.

Сам факт диссоциации был известен раньше – еще в 1834 г. М.Фарадей (1791-1867) сформулировал законы электролиза и тогда же предложил термины “ион”, “катион”, “анион”. Однако до работ Аррениуса [[2]] (1887) считалось, что диссоциация электролитов возможна только под действием электрического поля. Против теории Аррениуса возражал Д.И.Менделеев в 1889 г. [[3]]

Для таких возражений имелись вполне серьезные аргументы. Вот некоторые из них. Предположим, что 1 моль поваренной соли (примерно 58,5 г или столовая ложка хлорида натрия), нужно разделить на положительные и отрицательные ионы со средним расстоянием между ними 1 см. По закону Кулона:

F = 9,2*10⁸ кг*м²*Кл^-2*(q₁*q₂)/ r²

при q₁ = q₂ = 1,6*10^–19 Кл получим F = 9,2*10⁸ (1,6*10^–19)² /10^–4 кг

Но это расчет для двух ионов, а для моля в числителе появляется (6*10²³)² и тогда итоговое значение силы притяжения 8,5*10²² кг(!). При уменьшении среднего расстояния между ионами сила эта возрастает. Следовательно, “разорвать” моль поваренной соли на ионы практически невозможно. Понятие о взаимодействии ионов с диполями воды, благодаря которому происходит диссоциация, возникло далеко не сразу.

Классификация электролитов по силе субъективна

Сильные a > 0,7; средней силы 0,7 > a > 0,3; слабые a < 0,3

(по учебнику МГУ под ред. Е.М.Соколовской и Л.С Гузея).

Альтернатива:

для 0,1 М раствора сильные a > 0,3; средней силы 0,3 > a > 0,03; слабые a < 0,03

(по учебнику 1 Мед. Ю.А.Ершов, В.А.Попков...)

Для слабых электролитов в справочных таблицах обычно приводят

константы диссоциации или их отрицательные десятичные логарифмы.

HA «H⁺ + A^– К_а = К_кисл = [H⁺][ A^–]/[HA]

pК_кисл = -lg (К_кисл)

Для уксусной кислоты К_кисл = 1,8*10^-5; рК_кисл = 4,8

Закон разбавления (Оствальда) [[4]]

Для равновесия AK «A^– + K⁺

концентрация ионов С_ион = С₀a;

константа диссоциации К_д = С₀²a²/(1 - a)С₀ = a²С₀/(1 - a)

Для слабого электролита, когда a << 1

К_д = a²С₀ a @ (К_д/С₀)^1/2

Дата добавления: 2014-12-16