![]() ТОР 5 статей: Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века 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 электролитамиВещества, 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:
В растворах слабых электролитов имеются ионы и молекулы растворенного вещества. Следовательно, диссоциация слабых электролитов представляет обратимый процесс, в результате которого устанавливается равновесие:
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 =
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 РО4− k =
Н2РО4− H+ + НРО42− k =
НРО4− H+ + Н РО43− k =
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:
Равновесие в системе будет смещаться вправо, т. е. растворимость Zn(OH)2 возрастает. Взаимодействие сильных электролитов с образованием осадка:
Взаимодействие двух сильных электролитов с образованием слабого:
KCN + HCl = KCl + HCN.
Взаимодействие осадка с кислотой:
CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + H2O + CO2 ;
Ионные реакции с образованием слабого электролита:
NH+ + OH− = NH3 + H2O.
Амфотерные электролиты.
Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:
|