Мегаобучалка Главная | О нас | Обратная связь

Тема7 Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Ионное произведение воды. Гидролиз




Электролитическая диссоциация – распад молекул на ионы в растворе или расплаве.

Электролитическая диссоциация соединений разных классов:

кислот HNO3 = H+ + NO3

HCl = H+ + Cl

СН3СООН = H+ + CН3СОО

H2SO4 (разб.) = 2H+ + SO42−

многоосновных кислот ступенчато, в основном по первой ступени:

H3РО4 = H+ + H2РО4 (первая ступень)

H2РО4= H+ + HРО42– (вторая ступень)

HРО42– = H+ + РО43– (третья ступень)

H2SO4 (конц.) H+ + =HSO4

HSO4 = H+ + SO42

оснований NaOH = Na+ + OH

многокислотных оснований ступенчато, в основном по первой ступени

Ва(OH)2=ВаOH++OH(первая ступень)

ВаOH+ ⇄ Ва2+ + OH (вторая ступень)

амфотерных оснований как оснований (в кислой среде):

Al(OH)3↓ = Al(OH)2+ + +OH

Al(OH)2+ = Al(OH)2+ + + OH

Al(OH)2+ = Al3+ + OH

как кислот (в щелочной среде):

H3AlO3↓ = H2AlO3+ H+

H2AlO3 = HAlO32− + H+

HAlO32− = AlO33− + H+

В щелочной среде из амфотерных гидроксидов Al(OH)3, Cr(OH)3, Zn(OH)2 образуются комплексные гидроксиды Na[Al(OH)4, Na3[Cr(OH)6], Na2[Zn(OH)4]

всех солей растворимых в воде – практически полностью, из них:

средних солей Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 2SO42–

кислых солей ступенчато, в основном по 1 ступени

NaHCO3 = Na+ + HCO3 (первая ступень)

HCO3 = H+ + CO32– (вторая ступень)

основных солей ступенчато, в основном по 1 ступени

CuOHCl = CuOH+ + Cl (первая ступень)

CuOH+ = Cu+2 + OH (вторая ступень)

двойных солей KAl(SO4)2 = K+ + Al3+ + 2SO42–.

комплексных солей Na2[Zn(OH)4] = 2Na+ + [Zn(OH)4)]2–.

Степень диссоциации (α) – отношение числа молекул электролита распавшихся на ионы к общему числу его молекул в растворе. Понятие степени диссоциации неприменимо к сильным электролитам.

Электролиты – вещества, которые в расплавах или растворах в заметной степени распадаются на ионы (положительные катионы и отрицательные анионы) и проводят электрический ток (проводники второго рода, ионная проводимость).

Неэлектролиты– не распадаются на ионы, их растворы не проводят ток.

Сильные электролиты – вещества, диссоциирующие в растворах полностью:

сильные кислоты HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, HMnO4
Щелочи NaOH, KOH, LiOH, RbOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
Соли Все растворимые в воде

Слабые электролиты – вещества, диссоциирующие частично, в их растворах устанавливается равновесие между молекулами и ионами.



a<3% Н2О, СН3СООН, H2C2O4;

a=3÷30% – кислоты H23, H23, HNO2, CH3CООH, гидроксиды аммония NH4OH и металлов, кроме щелочей.

О силе электролита судят по электропроводности его растворов и по химической активности в реакциях: чем выше электропроводность и активнее участие в реакциях, тем больше ионов в растворе и тем выше сила электролита.

Сила оснований и кислот связана со степенью их диссоциации. Сильные основания и кислоты имеют высокую степень диссоциации (α≈1), образуют в растворе много ионов, поэтому являются сильными электролитами (хорошо проводят ток) и активно взаимодействуют в химических реакциях. Слабые основания и кислоты – диссоциируют в незначительной степени (α«1), являются слабыми электролитами (плохо проводят ток), не активно ведут себя в реакциях.

Не следует путать понятия «сила» и «растворимость» оснований и кислот. Например, гидроксид аммония NH4OH растворим в воде но не является щелочью, это слабое основание, в растворе находится преимущественно в виде недиссоциированных молекул, неактивно реагирует с кислотами. Гидроксид кальция Са(ОН)2 – плохо растворим в воде, но перешедшие в воду молекулы полностью диссоциированы, Са(ОН)2 активно реагирует с кислотами и является сильным основанием. Гидроксид кальция, вернее его растворенная в воде часть (тривиальное название известковая вода) является щелочью.

Следует напомнить, что сказанное выше о диссоциации относится к растворам электролитов. Количество ионов труднорастворимых сильных электролитов, таких как многокислотные основания Mg(OH)2, Са(OH)2 и солей ВаSO4, СаСО3, в растворах мало и зависит от ПР этих соединений.

Константа диссоциациидис) – константа равновесия процесса диссоциации, количественная характеристика слабых электролитов, не зависит от концентрации раствора.

NH4OH ⇄ NH4++ OH

Показатель константы диссоциации: PК = – lg Кдис.

Закон разбавления Оствальда связывает константу и степень диссоциации:

, где , См - молярная концентрация

Если α значительно меньше 1, уравнение закона Оствальда упрощается:

.

Для бинарного слабого электролита

+]=[Аn]= .

Например: для слабого основания NH4OH

[NH4+]=[OH]=

для слабой кислоты НСlO

[H+]=[СlO]=

Изменение условий смещает равновесие процесса диссоциации:

разбавление раствора усиливает диссоциацию,

добавка одноименного иона, (т.е. увеличение концентрации одного из ионов) подавляет диссоциацию электролита.

Пример 1Напишите уравнение электролитической диссоциации муравьиной кислоты и найдите концентрацию ионов Н+ и НСОО- в водном растворе, молярность которого составляет См=0,01моль/л, а константа диссоциации Кдис =1,810-4.

Решение

Муравьиная кислота – слабая кислота. В водном растворе присутствуют в основном молекулы HCOOH и некоторое количество ионов, образовавшихся в результате диссоциации.

При диссоциации из одной молекулы образуется один ион H+ и один ион HCOO.

HCOOH H+ + HCOO, т.е. СH+ = СHCOO

Концентрацию ионов найдем из упрощенного выражения закона Оствальда.

 

СH+ = СHCOO= 1,34 10-3моль/л.

 





Читайте также:





Читайте также:
Организация как механизм и форма жизни коллектива: Организация не сможет достичь поставленных целей без соответствующей внутренней...
Генезис конфликтологии как науки в древней Греции: Для уяснения предыстории конфликтологии существенное значение имеет обращение к античной...
Почему люди поддаются рекламе?: Только не надо искать ответы в качестве или количестве рекламы...

©2015 megaobuchalka.ru Все права защищены авторами материалов.

Почему 3458 студентов выбрали МегаОбучалку...

Система поиска информации

Мобильная версия сайта

Удобная навигация

Нет шокирующей рекламы



(0.014 сек.)