Раствоы сильных и слабых электролитов. Степень диссоциации и константа диссоциации слабых электролитов в растворе. Закон разбавления Оствальда

Понятие полярности и поляризуемости химической связи. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Количественные характеристики силы электролитов.

Электролитическая диссоциации: процесс распада молекул веществ на ионы (положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы) под действием полярных молекул растворителя, а так же при их расплавлений.

Сильные и слабые электролиты: по своей природе электролиты можно разделить на 3 группы, сильные средние и слабые электролиты. К сильным электролитам относятся сложные соединения, которые в растворах диссоциируют практически полностью. Степень их диссоциации принимает значение от 30% и выше. К ним относятся NaOH, KOH, NaCl. К средним электролитам относятся сложные соединения, которые частично диссоциируют, степень их диссоциации примерно равна от 3% до 30%. К ним относятся HF, Ca(OH)2 Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном, в недиссоциированном состоянии. Степень их диссоциации равна до 3%. К ним относятся H2CO3, HCN, H2S

Количественная характеристика силы электролитов: Количественной характеристикой силы электролитов является степень диссоциации. Это отношение количества продиссоциировавших молекул к общему количеству молекул вещества.

α=Св(прод)/Св

Степень диссоциации зависит от прочности связи в молекуле электролита, от химической природы электролита, от концентрации вещества.

Растворы сильных и слабых электролитов: В растворах сильных электролитов химические реакции необратимы: + _

NaCl = Na + Cl

В растворах слабых электролитов протекают обратимые реакции:

HNO2 ↔ H + NO2

Степень диссоциации и константа диссоциации слабых электролитов в растворе:

Степень диссоциации: Это отношение количества продиссоциировавших молекул к общему количеству молекул вещества. У слабых электролитов она принимает значение до 3%. H2CO3, HCN.

α=Св(прод)/Св

Степень диссоциации зависит от прочности связи в молекуле электролита, от химической природы электролита, от концентрации вещества.

Константа диссоциации: это отношение равновесных концентрации ионов продуктов реакции в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам к равновесной концентрации недиссоциированных молекул в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

H2СO3 = H + HСO3

Kд=[H+] • [HСO3]/[H2СO3]

Закон разбавления Оствальда:

H2SO3 = 2H + SO3

(1- α) 2cα cα

Kд = [H ]^2 • [SO3 ]

[H2SO3]

Kд = 4c^2 α^2 • c α = 4c^2 α^3

(1- α)c 1- α

Таким образом можно сделать следующие выводы:

· В растворах электролита происходит электролитическая диссоциация, с образованием гидротированных ионов.

· По характеру диссоциации все электролиты можно условно подразделить на сильные средние слабые (при концентрации вещества 5% - 10 %).

· При уменьшении концентрации вещества в растворе диссоциация увеличивается все электролиты при максимальном разбавлении становятся сильными (α → 1).

· Для слабых электролитов мы можем пользоваться законом действующих масс и определять константу диссоциации или законом Оствальда.

· Для сильных электролитов закон действующих масс не применим без учета активности.

· Влияние посторонних ионов на диссоциацию и поведение в химических реакциях учитывается путем расчета ионной силы (μ)

Дата добавления: 2015-04-24