Главная | Случайная
Обратная связь

ТОР 5 статей:

Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия

Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века

Ценовые и неценовые факторы

Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка

Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы

КАТЕГОРИИ:






Электролитическая диссоциация. Вещества, диссоциирующие в воде или других полярных жидкостях и сплавах на ионы, называются электролитами




Вещества, диссоциирующие в воде или других полярных жидкостях и сплавах на ионы, называются электролитами, а явление распада на ионы − электролитической диссоциацией.

Ионы – это атомы или группа атомов, несущие положительный или отрицательный заряд.

Ионы подразделяются на простые: S2-, Cl, Na+ и т. д.; сложные: ОН, РО43−, NH4+ и т. д.; комплексные: Zn(OH)4]2−, α[Аg (NH3)2]+ и т. д.;

Электролиты – проводники второго рода.

Электропроводность электролитов обусловлена направленным движением ионов в электрическом поле.

Количественно способность вещества к диссоциации характеризует величина, называемая степенью диссоциации α − отношение числа ионизированных молекул к общему числу молекул растворенного вещества.

По степени диссоциации электролиты делятся на сильные (α > 0,3), средней силы (α = 0,3 + 0,10) и слабые (α < 0,10) электролиты.

К сильным электролитам принадлежат хорошо растворимые соли; большинство минеральных кислот, например H2SO4, HNO3, HI, HCl; основания щелочно-земельных металлов, например KOH, NaOH, Ca(OH)2.

К слабым электролитам относятся почти все органические кислоты, фенолы, амины; некоторые минеральные кислоты, например H2CO3, HCN, HNO2, HS; многие основания металлов и NH4ОН.

Сильные электролиты практически диссоциируют полностью. Закон действия масс для них неприменим:

 

НСl H+ + Cl.

 

В растворах слабых электролитов имеются ионы и молекулы растворенного вещества. Следовательно, диссоциация слабых

электролитов представляет обратимый процесс, в результате которого устанавливается равновесие:

 

HCNH+ + CN NH4OH NH4+ + OH.

 

Следует иметь в виду, что вследствие очень сильного поляризующего действия, ион Н+ в водном растворе существует не в свободном состоянии, а в виде соединения с молекулой воды Н3О+ (ион гидроксония).

Многоосновные кислоты и основания многозарядных катионов диссоциируют обратимо по ступеням:

 

Н 2СО3 H+ + Н СО3; Сu(ОН)2 CuOH+ + OH;

Н 2СО3 H+ + СО3; Сu(ОН)2 Cu2+ + OH.

 

К равновесию же, которое устанавливается в растворе слабого электролита, применим закон действующих масс.

 

Так, например, НNО2 ↔ H+ + NО2; k = = 4 ∙ 10−4.

 

Константа равновесия k, соответствующая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации.

Чем больше способность электролита к диссоциации, тем больше значение константы. Константа диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от температуры и не зависит от концентрации. Поэтому она точнее, чем степень диссоциации.

В случае слабых многоосновных кислот или оснований многозарядных катионов, диссоциирующих ступенчато, каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой.

 

 

Н3РО4 H+ + Н2 РО4k = = 7,51 ∙ 10 −3;

 

Н2РО4H+ + НРО42− k = = 6,23 ∙ 10−8;

 

НРО4 H+ + Н РО43− k = = 2,2 ∙ 10−13.

 

Определив опытным путем степень диссоциации, вычисляют

значение константы на основании закона разбавления Освальда:

k = a2 С,

где С – молярная концентрация электролита.

Для труднорастворимых электролитов также применим закон действующих масс, так как между осадком и его ионами в растворе устанавливается равновесие:

AgCl − в осадке; Ag+ + Cl− в растворе.

В момент наступления равновесия раствор становится насыщенным.

Количественно это равновесие можно характеризовать константой равновесия:

k = .

Так как концентрация твердой соли есть величина постоянная, то можно записать [Ag+] · [Cl ] = [AgCl] = 1,7 · 10 −10. Произведение [Ag+] · [Cl] = 1,7 · 10−10 называется произведение растворимости (ПР), т. е. произведением концентрации ионов в насыщенном растворе труднорастворимого электролита.

Как только произведение концентрации находящихся в растворе ионов станет больше ПР, электролит выпадает в осадок. Добавление к труднорастворимому электролиту сильного электролита с одноименными ионами смещает равновесие в сторону образования осадка:

AgCl Ag+ + Cl, AgNО3 Ag+ + NО3.

 

Увеличение в данной равновесной системе концентрации ионов снижает растворимость данного электролита.

Добавление же к труднорастворимому электролиту сильного электролита, ионы которого связывают ионы данного электролита в молекулы, повышает его растворимость:

 

Zn(OH)2 2H+ + ZnO22−;

2NaOH 2Na+ + 2OH;

Zn(OH)2 + 2OH ZnO22− + 2H2O.

 

Равновесие в системе будет смещаться вправо, т. е. растворимость Zn(OH)2 возрастает.

Взаимодействие сильных электролитов с образованием осадка:

 

Ba2+ + SO42− = BaSO4 ;

Ca2+ +SO42− = Ca SO4 .

 

Взаимодействие двух сильных электролитов с образованием слабого:

 

KCN + HCl = KCl + HCN.

 

Взаимодействие осадка с кислотой:

 
 


CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + H2O + CO2 ;

CO32− +2H+ = CO2 + H2O.

 

Ионные реакции с образованием слабого электролита:

 
 


NH+ + OH= NH3 + H2O.

 

Амфотерные электролиты.

 

vikidalka.ru - 2015-2017 год. Все права принадлежат их авторам!