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:
- Археология
- Архитектура
- Астрономия
- Аудит
- Биология
- Ботаника
- Бухгалтерский учёт
- Войное дело
- Генетика
- География
- Геология
- Дизайн
- Искусство
- История
- Кино
- Кулинария
- Культура
- Литература
- Математика
- Медицина
- Металлургия
- Мифология
- Музыка
- Психология
- Религия
- Спорт
- Строительство
- Техника
- Транспорт
- Туризм
- Усадьба
- Физика
- Фотография
- Химия
- Экология
- Электричество
- Электроника
- Энергетика
Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация
Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.
К электролитам относят все соли (средние, кислые, основные), основания, кислоты, амфотерные гидроксиды.
Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса, в водных растворах электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы – катионы и анионы.
Для количественной характеристики силы электролита используют понятие степени электролитической диссоциации (α). Степень диссоциации равна отношению числа продиссоциировавших молекул (n) к общему числу растворённых молекул (N):
| α = | n | ·100%, (29) |
| N |
По степени диссоциации электролиты условно делят на сильные и слабые. Принято считать сильными электролиты, для которых α > 30 %, остальные можно считать слабыми.
Сильные электролиты:
· почти все соли;
· многие неорганические кислоты: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HMnO4, HClO4 и другие;
· основания – гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Слабые электролиты:
· Некоторые неорганические и большинство органических кислот – H2CO3, H2SiO3, HNO2, H3PO4, H2SO3, H2S, HF, HCN, CH3COOH и другие;
· Основания (кроме гидроксилов щелочных щелочно-земельных металлов) и амфотерные гидроксиды. Гидроксид аммония NH4OH – также слабый электролит.
Сильные электролиты в водном растворе диссоциируют практически полностью, поэтому в уравнениях диссоциации этих электролитов ставят знак равенства:
Al2(SO4)3 ⇄ 2Al3+ + 3SO42-
NaHCO3 ⇄ Na+ + HCO3-
CuOHCl ⇄ CuOH+ + Cl-
HNO3 ⇄ H+ + NO3-
NaOH ⇄ Na+ + OH-
Слабые электролиты диссоциированы частично, уравнения диссоциации слабых электролитов пишут со знаком обратимости ( ⇄ ). Диссоциацию слабых электролитов характеризует константа равновесия, называемая константой диссоциации – К. значение констант диссоциации слабых электролитов при 298 К приведены в справочниках. Чем меньше константа диссоциации, тем слабее электролит:
NH4OH ⇄ NH4+ + OH-;
| K = | [NH4+]·[OH-] | = 1.8·10-5 |
| [NH4OH] |
Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Каждую ступень равновесного состояния характеризует своя константа диссоциации. Например, при диссоциации H2CO3:
1-я ступень: H2CO3 ⇄ H+ + HCO3-;
| K1 = | [H+]·[HCO3-] | = 4.5·10-7 |
| [H2CO3] |
2-я ступень: HCO3- ⇄ H+ + CO32-;
| K2 = | [H+]·[CO32-] | = 4.7·10-11 |
| [HCO3-] |
Диссоциация Fe(OH)2:
1-я ступень: Fe(OH)2 ⇄ FeOH+ + OH-;
| K1 = | [FeOH+][OH-] | = 6.2·10-5 |
| [Fe(OH)2] |
2-я ступень: FeOH+ ⇄ Fe2+ + OH-;
| K2 = | [Fe2+]·[OH-] | = = 2.8·10-6 |
| [FeOH+] |
Амфотерные гидроксиды проявляют свойства слабых оснований и слабых кислот. Диссоциацию гидроксида Pb(OH)2 = H2PbO2 по основному типу характеризуют уравнениями
Pb(OH)2 ⇄ PbOH+ + OH-; PbOH+ ⇄ Pb2+ + OH-;
по кислотному типу – уравнениями
H2PbO2 ⇄ H+ + HPbO2-; HPbO2- ⇄ H+ + PbO22-.
Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: