Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах
I . Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода. HCl <=>H+ + Cl- Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато: I ступень: Ка I = 7.3 ×10 -10 II ступень: Ка II = 1.8 ×10 -13 III ступень: Ка III = 1.6 ×10 -14 Ка I ; Ка II ; Ка III называются константами диссоциации по I, II и III ступеням. = 7.3 ×10-10; = 1.8 ×10-13 = 1.6 ×10-14 Общий ион H + , придает окраску индикаторам. II. Основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид - ионы ОН−. NaOH <=> Na+ + ОН− Многокислотные основания диссоциируют ступенчато: Iступень: , I Iступень: , I I Iступень: , Где Кв I ; Кв II ; Кв III - константы диссоциации по I, II и III ступеням. Анионы ОН− придают окраску индикаторам. III . Соли –это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и анионы кислотного остатка. Средние соли: NaCl <=> Na+ + Cl- Кислые соли: NaHSO4<=> Na+ + HSO4-; HSO4- <=> H+ + SO42- Основные соли: BaOHCl<=> BaOH++ Cl-; BaOH+ <=>Ba2++ ОН− Общих ионов нет, индикаторы не изменяют окраску. Процесс электролитической диссоциации веществ в водных растворах количественно характеризуется двумя величинами: 1. степенью электролитической диссоциации - a, 2. константой диссоциации - Кдис. I . Степень диссоциации (a ) – это отношение числа молекул, распавшихся на ионы к общему числу молекул электролита. Факторы, влияющие на степень диссоциации: 1. Природа растворенного вещества, тип связи (чем полярнее связь, тем легче идет диссоциация). 2. Природа растворителя (чем больше величина диэлектрической проницаемости ε, тем легче идет диссоциация). 3. Концентрация (при разбавлении a увеличивается; a = ). 4. Температура (с увеличением температуры a растет до определенной величины, затем уменьшается). 5. Влияние одноименного иона (вводимый в систему одноименный ион подавляет диссоциацию слабого электролита). По величине степени диссоциации электролиты делятся на: 1. Сильные, у которых α > 30% : соли, некоторые кислоты - HClO4, H2SO4, HNO3, HI, HBr, HCl, гидроксиды щелочных металлов, гидроксиды щелочно-зельных металлов: кальция, стронция и бария. 2. Средние, у которых 30% <a<5% : H3PO4. 3. Слабые, у которых a<5% : H2O, HCN, NH4OH. II . Константа диссоциации (Кдис) – это константа равновесия процесса диссоциации. Рассмотрим равновесие в растворе слабого электролита. KA « K + + A - Пусть концентрация слабого электролита в растворе С моль/л, a- степень диссоциации. Тогда концентрация недиссоциированных молекул [KA]= с(1-a), а концентрация каждого из ионов [K+]=[ A-]= сa. Выражение для константы диссоциации имеет вид:
Это уравнение представляет собой закон разбавления Оствальда. Оно позволяет определять степень диссоциации при разных концентрациях электролита, если известна его константа диссоциации; а также константу диссоциации электролита, если известна его степень диссоциации при какой-либо концентрации. Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала, a<<1, уравнение примет следующий вид: Кдис @ a2·с или a= . Таким образом, степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора.
Популярное: Почему двоичная система счисления так распространена?: Каждая цифра должна быть как-то представлена на физическом носителе... Как распознать напряжение: Говоря о мышечном напряжении, мы в первую очередь имеем в виду мускулы, прикрепленные к костям ... Модели организации как закрытой, открытой, частично открытой системы: Закрытая система имеет жесткие фиксированные границы, ее действия относительно независимы... ©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (389)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |