Сильные и слабые электролиты

Неэлектролиты и электролиты

Одни вещества в растворенном или расплавленном состоянии проводят эдектрический ток (электролиты), другие в тех же условиях эл. ток не проводят (не электролиты).

Свойства растворов относятся к коллигативным свойствам, т.е. к таким свойствам, которые зависят от концентрации частиц в растворе. Значение коллигативных свойств растворов, получающихся при растворении электролитов, аномально высоки.

Например: При растворении 1 моля хлорида натрия в 100 г воды понижение температуры замерзания раствора составляла не 1,86°, а 3,36°, т.е. примерно в 2 раза больше теории.

Полученные экспериментальные данные приводят к выводу о распаде (диссоциации) молекул электролита в растворе на более мелкие частицы (ионы). Теория электролитической диссоциации создана С. Аррениусом. Основные положения этой теории:

1) при растворении электролитов происходит диссоциация их молекул на заряженные частицы - ионы;

2) при диссоциации устанавливается термодинамическое равновесие между образовавшимися ионами и молекулами;

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

4) в целом раствор нейтрален. Растворы электролитов проводят электрический ток - "проводники второго рода".

Согласно современной теории растворов диссоциация происходит в результате взаимодействия растворенного 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.

Диссоциация кислот НСl = Н⁺ + Сl^-

Н₂SO₄ = 2Н⁺ + SO^2-₄

СНзСООН ↔ СНзСОО^-

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

Диссоциация оснований NaOH=Na⁺ +OH^-

Ва(ОН)₂ = Ва²⁺ + 2ОН^-

NН₄ОН ↔ NН⁺⁴ + ОН^-

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

Диссоциация солей NaCl = Na⁺ +Cl^-

NiSO₄ = Ni²⁺ + SO^2-₄

K₃PO₄⁼ЗK⁺+PO^З-₄

Изучение коллигативных свойств растворов электролитов показало, что в растворах присутствуют наряду с ионами и молекулы (диссоциация про исходит не полностью), т.е.

КА ↔ К⁺ +А^-

Долю диссоциированных молекул характеризует степенью диссоциации (α). Степень диссоциации - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул N:α = ⁿ/N

Например: α = 20 %. Это значит, что из 100 молекул электролита 20 молекул распалось на ионы, КА <=> K⁺ +А^- и в растворе присутствует 40 ионов, а также 80 не распавшихся молекул. Всего в растворе будет присутствовать 120 частиц.

Электролиты имеют различную степень диссоциации, которая 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 при концентрации растворов 0,01-0,1 н, 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 HCI, HBr, HJ, , , ,

К слабым электролитам относятся:

СОЛИ, нерастворимые в воде,

ОСНОВАНИЯ НЕРАСТВОРИМЫЕ в воде, NH₄ОН,

КИСЛОТЫ органические (СН₃СООН), Н₂S, Н₂СО₃, Н₂SiО₃, Н₃ВО₃.

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

Чтобы исключить влияние концентрации электролита для характеристики диссоциации используют константу диссоциации. Т.к. диссоциация является обратимым процессом, то согласно закона действующих масс;

Например: в водном растворе уксусной кислоты устанавливается равновесие

СН₃СООН Н⁺ + СН₃СОО^-

Константа равновесия в этом случае характеризует электролитическую диссоциацию и называется константой диссоциации /Кд/. Кд зависит от температуры и не зависит от концентрации раствора. По величине Кд можно судить о силе электролита.

Например: для одной и той же температуры Кд(NH₄ОН) = 1,79*10^-5; Кд(СН₃СООН) = 1,75*10^-5; Кд(НСN) = 4,79*10^-10.

Самым слабым электролитом является НСN.

Дата добавления: 2015-03-29