Open Library - открытая библиотека учебной информации. Таблица сильные и слабые электролиты


Сильные и слабые электролиты — Мегаобучалка

Диссоциация электролита количественно характеризуется степенью диссоциации. Степень диссоциации a – это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы Nдисс., к общему числу молекул растворенного электролита N:

a =

a – доля молекул электролита, распавшихся на ионы.

Степень диссоциации электролита зависит от многих факторов: природы электролита, природы растворителя, концентрации раствора, температуры.

По способности к диссоциации электролиты условно разделяют на сильные и слабые. Электролиты, которые в растворе существуют только в виде ионов, принято называть сильными. Электролиты, которые в растворенном состоянии находятся частично в виде молекул и частично в виде ионов, называются слабыми.

К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты: h3SO4, HNO3, HCl, HI, HClO4, гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (см. прил., табл. 6).

Процесс диссоциации сильных электролитов идет до конца:

HNO3 = H+ + NO3- , NaOH = Na+ + OH-,

и в уравнениях диссоциации ставятся знаки равенства.

Применительно к сильным электролитам понятие «степень диссоциации» носит условный характер. «Кажущаяся» степеньдиссоциации (aкаж) ниже истинной (см. прил., табл. 6). С увеличением концентрации сильного электролита в растворе усиливается взаимодействие разноименно заряженных ионов. При достаточном приближении друг к другу они образуют ассоциаты. Ионы в них разделены слоями полярных молекул воды, окружающих каждый ион. Это сказывается на уменьшении электропроводности раствора, т.е. создается эффект неполной диссоциации.

Для учета этого эффекта введен коэффициент активности g, который уменьшается с возрастанием концентрации раствора, изменяясь в пределах от 0 до 1. Для количественного описания свойств растворов сильных электролитов пользуются величиной, называемой активностью (a).

Под активностью иона понимают ту эффективную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях.

Активность иона (a) равна его молярной концентрации (С), умноженной на коэффициент активности (g):

а = gС.

Использование активности вместо концентрации позволяет применять к растворам закономерности, установленные для идеальных растворов.

К слабым электролитам относятся некоторые минеральные (HNO2, h3SO3, h3S, h3SiO3, HCN, h4PO4) и большинство органических кислот (СН3СООН, Н2С2О4 и др.), гидроксид аммония Nh5OH и все малорастворимые в воде основания, органические амины.

Диссоциация слабых электролитов обратима. В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. В соответствующих уравнениях диссоциации ставится знак обратимости («). Например, уравнение диссоциации слабой уксусной кислоты записывается так:

Ch4COOH « Ch4COO-+ H+.

В растворе слабого бинарного электролита (КА) устанавливается следующее равновесие, характеризуемое константой равновесия, называемой константой диссоциации Кд:

КА « К+ + А-,

.

Если в 1 л раствора растворено С молей электролита КА и степень диссоциации равна a, значит, продиссоциировало aС молей электролита и образовалось каждого иона по aС молей. В недиссоциированном состоянии остается (С – aС) молей КА.

КА « К+ + А-.

С – aС aС aС

Тогда константа диссоциации будет равна:

(6.1)

Так как константа диссоциации не зависит от концентрации, то выведенное соотношение выражает зависимость степени диссоциации слабого бинарного электролита от его концентрации. Из уравнения (6.1) видно, что уменьшение концентрации слабого электролита в растворе приводит к росту степени его диссоциации. Уравнение (6.1) выражает закон разбавления Оствальда.

Для очень слабых электролитов (при a<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

Кдa2C, или a» (6.2)

Константа диссоциации для каждого электролита постоянна при данной температуре, она не зависит от концентрации раствора и характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем выше Кд, тем в большей степени электролит диссоциирует на ионы. Константы диссоциации слабых электролитов сведены в таблицы (см. прил., табл. 3).

megaobuchalka.ru

Сильные и слабые электролиты, их характеристика

Химия Сильные и слабые электролиты, их характеристика

просмотров - 340

Все вещества можно разделить на электролиты и неэлектролиты. К электролитам относятся вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток (к примеру, водные растворы или расплавы KCl, h4PO4, Na2CO3). Вещества неэлектролиты при расплавлении или растворении электрический ток не проводят (сахар, спирт, ацетон и др.).

Электролиты подразделяются на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворах или расплавах полностью диссоциируют на ионы. При написании уравнений химических реакций это подчеркивается стрелкой в одном направлении, к примеру:

HCl→ H+ + Cl-

Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH-

К сильным электролитам относятся вещества с гетерополярной или ионной кристаллической структурой (таблица 1.1).

Таблица 1.1 Сильные электролиты

Классы веществ Примеры Диссоциация электролита
Сильные кислоты HCl, HNO3, HBr, HI, HClO4 HCl→H+ + Cl-
Сильные основания KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, NaOH KOH→K+ + OH-
Хорошо растворимые соли NaCl, MgSO4, KI, Nh5NO3, Ch4COONa NaCl→Na+ + Cl-

Слабые электролиты на ионы распадаются лишь частично. Наряду с ионами в расплавах или растворах данных веществ присутствуют в подавляющем большинстве недиссоциированные молекулы. В растворах слабых электролитов параллельно с диссоциацией протекает обратный процесс - ассоциация, т.е соединœение ионов в молекулы. При записи уравнения реакции это подчеркивается двумя противоположно направленными стрелками.

Ch4COOH D Ch4COO- + H+

К слабым электролитам относятся вещества с гомеополярным типом кристаллической решетки (таблица 1.2).

Таблица 1.2 Слабые электролиты

Классы веществ Примеры Диссоциация электролита
Малорастворимые соли AgCl, Hg2I2 AgCl ⇄ Ag+ + Cl-
Слабые кислоты h3S, h3CO3, h4PO4, HF, органические кислоты h4PO4⇄ H+ + h3PO4-
Слабые основания Cu(OH)2, Fe(OH)3, Al(OH)3 Cu(OH)2⇄ CuOH+ + OH-

Равновесное состояние слабого электролита в водном растворе количественно характеризуют степенью электролитической диссоциации и константой электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации α представляет собой отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита:

Степень диссоциации показывает, какая часть от общего количества растворенного электролита распадается на ионы и зависит от природы электролита и растворителя, а также от концентрации вещества в растворе, имеет безразмерную величину, хотя обыкновенно ее выражают в процентах. При бесконечном разбавлении раствора электролита степень диссоциации приближается к единице, что соответствует полной, 100%-ной, диссоциации молекул растворенного вещества на ионы. Для растворов слабых электролитов α <<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). В случае если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.

В общем виде обратимую химическую реакцию можно представить как:

aA + bB D dD + eE

Скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих частиц в степенях их стехиометрических коэффициентов. В этом случае для прямой реакции

V1=k1 [A]a[B]b,

а скорость обратной реакции

V2=k2 [D]d[Е]е.

В некоторый момент времени скорости прямой и обратной реакции выровняются, ᴛ.ᴇ.

V1 = V2

Такое состояние называют химическим равновесием. Отсюда

k1 [A]a[B]b= k2[D]d[Е]е

Сгруппировав постоянные величины с одной стороны, а переменные- с другой стороны, получим:

Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, для обратимой химической реакции в состоянии равновесия произведение равновесных концентраций продуктов реакции в степенях их стехиометрических коэффициентов, отнесенное к такому же произведению для исходных веществ есть величина постоянная при данных температуре и давлении. Численное значение константы химического равновесия К не зависит от концентрации реагирующих веществ. К примеру, константу равновесия диссоциации азотистой кислоты в соответствии с законом действия масс можно записать в виде:

HNO2 + h3OD h4O+ + NO2-

.

Величину Ка называют константой диссоциации кислоты, в данном случае азотистой.

Аналогично выражается и константа диссоциации слабого основания. К примеру, для реакции диссоциации аммиака:

Nh4 + h3O DNh5+ + OH-

.

Величину Кb называют константой диссоциации основания, в данном случае аммиака. Чем выше константа диссоциации электролита͵ тем сильнее электролит диссоциирует и тем выше концентрации его ионов в растворе при равновесии. Между степенью диссоциации и константой диссоциации слабого электролита существует взаимосвязь:

Это математическое выражение закона разбавления Оствальда: при разбавлении слабого электролита степень его диссоциации увеличивается.Важно заметить, что для слабых электролитов при К≤1∙ 10 -4и С ≥0,1 моль/л используют упрощенное выражение:

К= α2 ∙С или α

Пример1. Вычислите степень диссоциации и концентрацию ионов [OH-] и [ Nh5+] в 0,1 М растворе гидроксида аммония, если К Nh5OH =1,76∙10 -5

Дано: Nh5OH

К Nh5OH =1,76∙10 -5

α - ?

Решение:

Так как электролит является достаточно слабым (К Nh5OH =1,76∙10 –5<1∙ 10 - 4 )и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

или 1,33%

Концентрация ионов в растворе бинарного электролита равна C∙α, так как бинарный электролит ионизирует с образованием одного катиона и одного аниона, то[OH-] = [ Nh5+]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (моль/л).

Ответ: α=1,33 %; [OH-] = [ Nh5+]=1,33∙10 -3 моль/л.

Теория сильных электролитов

Сильные электролиты в растворах и расплавах полностью диссоциируют на ионы. При этом экспериментальные исследования электропроводности растворов сильных электролитов показывают, что ее величина несколько занижена по сравнению с той электропроводностью, которая должна бы быть при 100 % диссоциации. Такое несоответствие объясняется теорией сильных электролитов, предложенной Дебаем и Гюккелœем. Согласно этой теории, в растворах сильных электролитов между ионами существует электростатическое взаимодействие. Вокруг каждого иона образуется “ионная атмосфера” из ионов противоположного знака заряда, которая тормозит движение ионов в растворе при пропускании постоянного электрического тока. Кроме электростатического взаимодействия ионов, в концентрированных растворах нужно учитывать ассоциацию ионов. Влияние межионных сил создает эффект неполной диссоциации молекул, ᴛ.ᴇ. кажущейся степени диссоциации. Определœенная на опыте величина α всœегда несколько ниже истинной α. К примеру, в 0,1 М растворе Na2SO4 экспериментальная величина α =45 %. Для учета электростатических факторов в растворах сильных электролитов пользуются понятием активности (а). Активностью иона называют эффективную или кажущуюся концентрацию, согласно которой ион действует в растворе. Активность и истинная концентрация связаны между собой выражением:

,

где f – коэффициент активности, который характеризует степень отклонения системы от идеальной из-за электростатических взаимодействий ионов.

Коэффициенты активности ионов зависят от величины µ, называемой ионной силой раствора. Ионная сила раствора является мерой электростатического взаимодействия всœех ионов, присутствующих в растворе и равнаполовинœе суммы произведений концентраций (с) каждого из присутствующих в растворе ионов на квадрат его зарядового числа (z):

.

В разбавленных растворах (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10-4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c и коэффициент активности равен 1. Это означает, что электростатические взаимодействия практически отсутствуют. В очень концентрированных растворах (µ>1М) коэффициенты активности ионов бывают больше единицы. Связь коэффициента активности с ионной силой раствора выражается формулами:

при µ<10-2

при 10-2 ≤ µ ≤ 10-1

+ 0,1z 2µ при 0,1<µ<1

Константа равновесия, выраженная через активности, принято называть термодинамической. К примеру, для реакции

aA + bB dD + eE

термодинамическая константа имеет вид:

.

Она зависит от температуры, давления и природы растворителя.

Поскольку активность частицы , то

= .

где КС - концентрационная константа равновесия.

Значение КС зависит не только от температуры, природы растворителя и давления, но и от ионной силы m. Так как термодинамические константы зависят от наименьшего числа факторов то, следовательно, являются наиболее фундаментальными характеристиками равновесия. По этой причине в справочниках приводятся именно термодинамические константы. Величины термодинамических констант некоторых слабых электролитов приведены в приложении данного пособия.

Пример2. Вычислите ионную силу, коэффициенты активности и активности ионов в 0,01 M растворе Fe(NO3)3.

Дано:

Fe (NO3)3

C=0,01 моль/л

μ - ?

f - ?

a - ?

Решение: Поскольку с(Fe3+) = 0,01 моль/л; с(NO3-) = 0,03 моль/л, то

= -0,886;

= -0,098.

Следовательно, = 0,13; = 0,80.

Активности ионов соответственно равны:

Ответ: μ=0,06, = 0,13; = 0,80, =0,0013 моль/л, =0,024 моль/л.

С ростом заряда иона коэффициент активности и активность иона уменьшается.

Вопросы для самоконтроля:

  1. Что такое идеальная система? Назовите основные причины отклонения реальной системы от идеальной.
  2. Что называют степенью диссоциации электролитов?
  3. Приведите примеры сильных и слабых электролитов.
  4. Какая взаимосвязь существует между константой диссоциации и степенью диссоциации слабого электролита? Выразите её математически.
  5. Что такое активность? Как связаны активность иона и его истинная концентрация?
  6. Что такое коэффициент активности?
  7. Как влияет заряд иона на величину коэффициента активности?
  8. Что такое ионная сила раствора, ее математическое выражение?
  9. Запишите формулы для расчета коэффициентов активности индивидуальных ионов в зависимости от ионной силы раствора.
  10. Сформулируйте закон действия масс и выразите его математически.
  11. Что такое термодинамическая константа равновесия? Какие факторы влияют на ее величину?
  12. Что такое концентрационная константа равновесия? Какие факторы влияют на ее величину?
  13. Как связаны термодинамическая и концентрационная константы равновесия?
  14. В каких пределах могут изменяться величины коэффициента активности?
  15. В чем заключаются основные положения теории сильных электролитов?

oplib.ru

Сильные и слабые электролиты

Степень диссоциации:

Для бинарного электролита:

Сильным считается электролит, который при любых концентрациях полностью распадается на ионы (100% диссоциация) = 1

Для водных растворов ≤ 0,3 (30%) слабый электролит.

При достаточно больших разбавлениях ( С≤10-6 моль/л)

α = 1 и для слабых электролитов.

Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда

Диссоциация слабого электролита () это обратимый процесс, подчиняющийся закону действующих масс. Константа равновесия этого процесса называется константой диссоциации - КД

= α2C/(1 - α)

СК+ =αC СА– =αC

Закон разведения Оствальда:

Вывод: при данной температуре КД слабого электролита не зависит от концентрации (разведения). При малых значениях степени диссоциации  ≤ 0,01 ее значением в знаменателе можно пренебречь. КД =α2 С .

Слабые электролиты

Диссоциация воды, ионное произведение воды, водородный показатель

2h3O = h4O+ + OH-

гидроксоний гидроксил

ион ион

h3O = H+ + OH-

Константа, выраженная через активности, называется термодинамической (если через концентрации, то условной).

Ионное произведение воды:

Аналогично ионное произведение воды можно выразить через концентрации

Поскольку вода диссоциирует симметрично, то

Примечание: для концентрированных растворов кислот и щелочей вместо концентрации ионов водорода подставляют их активность ()

γ±=•С, где γ – коэффициент активности (его вычисления см. ниже)

На практике удобно пользоваться не активностью ионов водорода или их концентрациями, а их логарифмическими функциями:

pH = -Lg

pH = 7 - нейтральная среда

Примечание: pH=7 для нейтральной среды отвечает температуре 298 К, с повышением температуры pH нейтральной среды смещается в кислую область, а с понижением – в щелочную.

Стандартная шкала изменения pH:

Если , тоpH = 0

Если , тоpH = -1, но обычно

Прологарифмируем и домножим на –1:

, если , тоpH=14

Буферные растворы

См. курс аналитической химии.

Сильные электролиты Активность и коэффициент активности

Сильные электролиты не только в разбавленных растворах, но и в растворах значительной концентрации полностью диссоциированны на ионы, т.е.  = 1.

Эти растворы, даже разбавленные, описываются методом активностей, т.к. в растворах сильных электролитов между ионами существует сильное взаимодействие. Активность отдельного иона по экспериментальным данным вычислить нельзя, поэтому в теорию сильных электролитов вводится понятие средняя ионная активность. Для электролита, распадающегося на ν+ катионов и ν - анионов, она определяется следующим соотношением.

Например: CoCI3 →Co 3+ + 3CI-

Для бинарных электролитов (типа NaCl, CuSO4)

или в общем случае

Аналогично вводится понятие среднего ионного коэффициента активности

При практическом расчете средней ионной активности коэффициент активности множится на концентрацию в соответствующих шкалах:

или

С – молярная концентрация

m - моляльная

Примечания:

1.В справочниках обычно приводятся моляльные коэффициенты активности

2.Если раствор бесконечно разбавленный, т.е. С(m) → 0

3.Средний ионный коэффициент активности характеризует степень межионного взаимодействия в растворах, находящихся в состоянии равновесия. Поэтому для их определения используются методы, характеризующие равновесное состояние раствора. Например, закон Рауля, криоскопию, эбуллиоскопию или осмос.

studfiles.net

Сильные и слабые электролиты



Обратная связь

ПОЗНАВАТЕЛЬНОЕ

Сила воли ведет к действию, а позитивные действия формируют позитивное отношение

Как определить диапазон голоса - ваш вокал

Как цель узнает о ваших желаниях прежде, чем вы начнете действовать. Как компании прогнозируют привычки и манипулируют ими

Целительная привычка

Как самому избавиться от обидчивости

Противоречивые взгляды на качества, присущие мужчинам

Тренинг уверенности в себе

Вкуснейший "Салат из свеклы с чесноком"

Натюрморт и его изобразительные возможности

Применение, как принимать мумие? Мумие для волос, лица, при переломах, при кровотечении и т.д.

Как научиться брать на себя ответственность

Зачем нужны границы в отношениях с детьми?

Световозвращающие элементы на детской одежде

Как победить свой возраст? Восемь уникальных способов, которые помогут достичь долголетия

Как слышать голос Бога

Классификация ожирения по ИМТ (ВОЗ)

Глава 3. Завет мужчины с женщиной

Оси и плоскости тела человека - Тело человека состоит из определенных топографических частей и участков, в которых расположены органы, мышцы, сосуды, нервы и т.д.

Отёска стен и прирубка косяков - Когда на доме не достаёт окон и дверей, красивое высокое крыльцо ещё только в воображении, приходится подниматься с улицы в дом по трапу.

Дифференциальные уравнения второго порядка (модель рынка с прогнозируемыми ценами) - В простых моделях рынка спрос и предложение обычно полагают зависящими только от текущей цены на товар.

Перед тем как рассматривать процесс гидролиза необходимо вспомнить сильные и слабые кислоты и основания. Так как каждая соль это продукт взаимодействия кислоты и основания, то от того какими электролитами эта соль образована будет зависеть как она будет подвергаться гидролизу (табл. 2).

К сильным электролитам относятся соединения, которые характеризуются степенью диссоциации α > 30%.

Таблица 2

Таблица сильных кислот и оснований

Кислоты α %, в 0,1 н р-ре Основания α %, в 0,1 н р-ре
HCl HBr HJ HNO3 HClO4 h3SO4 NaOH KOH LiOH Ca(OH)2 Ba(OH)2

Гидролиз солей

Гидролизом называют реакции взаимодействия вещества с водой, приводящие к образованию слабых электролитов (кислот, оснований, кислых или основных солей). Результат гидролиза можно расценивать как нарушение равновесия диссоциации воды. Гидролизу подвержены соединения различных классов, но наиболее важным случаем является гидролиз солей. Соли, как правило, - сильные электролиты, которые подвергаются полной диссоциации на ионы и могут взаимодействовать с ионами воды.

Важнейшие случаи гидролиза солей:

1. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой. Например: NaCl – соль образованная сильным основанием NaOH и сильной кислотой HCl;

NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl – молекулярное уравнение;

Na+ + Cl- + HOH ↔ Na+ + OH- + H+ + Cl- – полное ионное уравнение;

HOH ↔ OH- + H+ – сокращенное ионное уравнение.

Как видно из сокращенного ионного уравнения соль образованная сильным основанием и сильной кислотой, с водой не взаимодействует, т. е. не подвергается гидролизу, и среда при этом остается нейтральной.

2. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. Например: NaNO2 – соль, образованная сильным основанием NaOH и слабой кислотой HNO2, которая практически не диссоциирует на ионы.

NaNO2 + HOH ↔ NaOH + HNO2 ;

Na+ + NO2- + HOH ↔ Na+ + OH- + HNO2 ;

NO2- + HOH ↔ OH- + HNO2 .

В этом случае соль подвергается гидролизу, причем гидролиз идет по аниону, а катион в процессе гидролиза практически не участвует. Так как в результате гидролиза образуется щелочь, то в растворе находится избыток анионов OH-. Раствор такой соли приобретает щелочную среду, т.е. рН > 7.

Соли, содержащие многозарядные ионы, подвергаются гидролизу в несколько стадий. Число стадий – определяется зарядом слабого иона. Например, соль Na2CO3 - образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой h3CO3. Так как анион имеет заряд -2, эта соль будет подвергаться гидролизу в две ступени:

I ступень Na2СO3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO3 ;

CO32- + HOH ↔ OH- + HCO3- ;

II ступень NaHСO3 + HOH ↔ NaOH + h3CO3 ;

HCO3- + HOH ↔ OH- + h3CO3 .

При стандартных условиях и умеренном разбавлении раствора гидролиз солей протекает только по первой ступени. Вторая - подавляется продуктами, которые образуются на первой ступени. Накопление ионов OH- влечет за собой смещение равновесия влево.

3. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой. Например: Nh5NO3 – соль, образованная слабым основанием Nh5OH и сильной кислотой HNO3.

Nh5NO3 + HOH ↔ Nh5OH + HNO3 ;

Nh5+ + HOH ↔ H+ + Nh5OH.

В этом случае соль подвергается гидролизу, причем гидролиз идет по катиону, а анион в процессе гидролиза практически не участвует. Раствор такой соли приобретает кислую среду, т.е. рН < 7.

Как и в предыдущем случае, соли многозарядных ионов гидролизуются по стадиям, хотя вторая стадия также подавляется.

I ступень Mg(NO3)2 + HOH ↔ MgOHNO3 + HNO3 ;

Mg 2+ + HOH ↔ MgOH+ + H+ ;

II ступень MgOHNO3 + HOH ↔ Mg(OH)2 + HNO3 ;

MgOH+ + HOH ↔ Mg(OH)2 + H+ .

4. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой. Например: Nh5CN – соль, образованная слабым основанием Nh5OH и слабой кислотой HCN.

Nh5CN + HOH ↔ Nh5OH + HCN ;

Nh5+ + CN- + HOH ↔ Nh5OH + HCN.

В этом случае в гидролизе участвуют и катионы и анионы. Они связывают и водородные катионы, и гидроксо-анионы воды, образуя слабые электролиты (слабые кислоты и слабые основания). Реакция раствора таких солей может быть либо слабокислой (если основание, образовавшееся в результате гидролиза, является более слабым, чем кислота), либо слабощелочной (если основание окажется более сильным, чем кислота), либо будет нейтральной (если основание и кислота проявляют одинаковую силу).

При гидролизе соли многозарядных ионов I стадия не подавляет последующие, и гидролиз таких солей протекает полностью даже при комнатной температуре.

I ступень (Nh5)2S + HOH ↔ Nh5OH + Nh5HS ;

2Nh5+ + S2- + HOH ↔ Nh5OH + Nh5+ + HS-;

II ступень Nh5HS + HOH ↔ Nh5OH + h3S ↑ ;

Nh5+ + HS- + HOH ↔ Nh5OH + h3S.

megapredmet.ru

Сильные и слабые электролиты

⇐ ПредыдущаяСтр 33 из 65Следующая ⇒

Электрическая проводимость растворов известна с XVIII в., но долгое время никто не предполагал, что в растворах имеются свободные электрически заряженные частицы. Теорию электролитической диссоциации веществ выдвинул и обосновал С. Аррени-

1 Формально Н+ и p+- это одна и та же частица. В химии обозначение р* применяется для протона как изолированной частицы. Протон в растворе, связанный с водой, обозначается Н+.

ус (1887). Большинство современных ему ученых сначала категорически отвергали существование свободных ионов. Интересно, что важнейшим аргументом, доказывающим реальность ионов в растворах, служит не сам факт электрической проводимости, а характер зависимости проводимости от концентрации электролита. Есть два типа электролитов - сильные и слабые (табл. 6.4). У первых удельная электрическая проводимость возрастает приблизительно пропорционально концентрации раствора, а у вторых - пропорционально квадратному корню из концентрации. Это означает смещение равновесия в направлении соединения ионов в молекулы, и именно этим подтверждается реальность ионов.

Диссоциацией называются процессы, приводящие к увеличению числа частиц. Распад молекул на ионы в растворе называется электролитической диссоциацией. Однако ионы образуются не только как продукт диссоциации молекул, но и при растворении в воде веществ с ионными структурами, а также при переносе заряженной частицы от одной молекулы к другой (см. выше). Поэтому в химии используется еще понятиеионизация.

Ионизация - это любой процесс образования свободных ионов.

Независимо от действительного механизма образования ионов в различных растворах процесс принято записывать в виде реакции диссоциации:

задание 6.17. Последняя реакция представляет собой упрощенную запись ионизации серной кислоты в водном растворе. Напишите две последовательные реакции переноса протона от молекул серной кислоты к воде.

Сильные электролиты ионизируются практически полностью. Можно считать (в первом приближении), что в их растворах отсутствует равновесие между

молекулами и ионами и поэтому степень диссоциации a=1 (100%).

Степенью диссоциации (ионизации) а называется отношение числа структурных единиц вещества, образовавших ионы, к общему числу структурных единиц

Степень диссоциации может быть определена также через количество вещества и концентрацию. Делая подстановку N = nNA, получаем

Количество вещества также можно выразить как п = cV. Тогда получаем:

Большинство сильных электролитов - это соли и гидроксиды металлов с ионными кристаллическими структурами. Отсюда понятно, что они и в растворах находятся в виде ионов. Кислоты в индивидуальном состоянии состоят из молекул, и большинство из них

оказываются слабыми электролитами. Много электролитов имеется среди комплексных соединений.

Как электролитическая диссоциация молекул, так и растворение ионных веществ протекает с затратой энергии на увеличение расстояний между электрическими зарядами разного знака. Это процессы эндотермические, возможные только при участии растворителя - среды, окружающей молекулы и ионы растворенных веществ. Из всех растворителей вода в наибольшей мере способствует ионизации. Каждый ион в растворе окружен гидратной (водной) оболочкой. Катионы непосредственно взаимодействуют с отрицательно заряженными атомами кислорода воды, а анионы - с положительно заряженными атомами водорода (рис. 6.6). В растворах сильных электролитов лишь небольшая часть имеющихся ионов соединяется между собой, образуя ионные пары. Серьезным препятствием к соединению катионов и анионов в незаряженные частицы является также уменьшение силы притяжения электрических зарядов в среде растворителя. Вода имеет диэлектрическую постоянную е = 81, и во столько же раз она уменьшает силу притяжения ионов.

Слабые электролиты принципиально отличаются от сильных наличием в растворе равновесия между молекулами и ионами. У них степень диссоциации меньше 1. Наиболее обычные слабые электролиты - кислоты и основания:

Рис. 6.6. Гидратация ионов в растворе: а - катион; б - анион; в - ионная пара

задание 6.18. Напишите для уксусной кислоты вместо условной реакции диссоциации реакцию переноса протона.

Равновесия ионизации слабых электролитов подчиняются закону действующих масс. При уменьшении концентрации электролита степень диссоциации увеличивается, так как равновесие смещается в сторону образования большего числа частиц, в данном случае являющихся ионами. Электролитическая диссоциация подобна газовой реакции, идущей с увеличением числа частиц. При уменьшении давления, а следовательно, и концентрации газа (с = p/(RT)) равновесие такой реакции смещается вправо.

задание 6.19. Как изменяется степень диссоциации слабого электролита при изменении температуры?

Равновесие ионизации смещается при наличии в растворе сильного электролита, один из ионов которого одинаков с ионом слабого электролита.

пример 6.15. Пусть уксусная кислота растворена в воде и в растворах хлороводорода и ацетата натрия, как показано на рис. 6.7. В каком растворе степень диссоциации уксусной кислоты наибольшая при прочих равных условиях?

решение.Сильные электролиты НС1 и Ch4COONa дают большое число ионов Н+ и СН3СОО", одинаковых (одноименных) с ионами уксусной кислоты. Поэтому в растворах

Рис. 6.7. Диссоциация уксусной кислоты в присутствии электролитов с одноименными ионами

бив равновесие диссоциации уксусной кислоты смещено влево по сравнению с раствором а. В нем степень диссоциации наибольшая.

Степень диссоциации слабого электролита зависит от концентрации. В этом ее недостаток в качестве характеристики свойств электролита. Величиной, не зависящей от концентрации, является константа диссоциации Кд. Это разновидность константы равновесия, относящаяся к процессам диссоциации и ионизации. Константы диссоциации слабых электролитов находят в справочных таблицах. Рассмотрим диссоциацию одной из слабых кислот - фтороводорода:

Подставляя обозначения равновесных концентраций, написанные под уравнением реакции, получим

Уравнение (6.16) называют законом разведения Оствальда (разведение - обратная величина концентрации). Оно связывает константу диссоциации, выражающую свойства вещества как электролита, с концентрацией и степенью диссоциации. Для упрощения расчетов при степени диссоциации а < 0,1 (Ю'М)) считают, что величиной а в знаменателе можно пренебречь, тогда

Из рассмотрения уравнения (6.16) становится понятным, почему электрическая проводимость слабых электролитов обратно пропорциональна квадратному корню из концентрации: такова зависимость а от с0.

пример 6.16. Рассчитайте степень диссоциации и концентрацию ионов водорода в растворе фтороводорода с концентрацией 0,1 моль/л. Константа диссоциации

решение. Из уравнения диссоциации слабой кислоты (см. выше) следует, что Применяем уравнение (6.17):

Мы знаем, что кислоты бывают одноосновные и многоосновные. Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. После диссоциации первого иона Н+ образуется анион кислой соли, который тоже диссоциирует, и т. д. На каждой следующей стадии степень диссоциации уменьшается, так как перенос протонов идет сначала от молекул, а потом от анионов с увеличивающимся отрицательным зарядом:

Наибольшее число ионов водорода образуется на первой стадии диссоциации кислоты, а добавочное число Н+, появляющихся на последующих стадиях, можно не учитывать.

задание 6.20. Кислые анионы многоосновных кислот диссоциируют и тоже являются кислотами. Расположите частицы по убыванию их кислотных свойств.

ПРИМЕР 6.17.В каком растворе степень диссоциации больше при прочих равных условиях: а) в растворе фосфорной кислоты; б) в растворе дигидрофосфата калия?

РЕШЕНИЕ.Эти вещества по-разному диссоциируют на первой стадии:

Вторая стадия диссоциации одна и та же:

В растворе фосфорной кислоты ионы водорода, образовавшиеся на первой стадии диссоциации, смещают влево равновесие на второй стадии. Поэтому а2 в растворе однозамещенной соли больше, чем в растворе фосфорной кислоты.

mykonspekts.ru

Сильные и слабые электролиты, их характеристика

Химия Сильные и слабые электролиты, их характеристика

просмотров - 341

Все вещества можно разделить на электролиты и неэлектролиты. К электролитам относятся вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток (к примеру, водные растворы или расплавы KCl, h4PO4, Na2CO3). Вещества неэлектролиты при расплавлении или растворении электрический ток не проводят (сахар, спирт, ацетон и др.).

Электролиты подразделяются на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворах или расплавах полностью диссоциируют на ионы. При написании уравнений химических реакций это подчеркивается стрелкой в одном направлении, к примеру:

HCl→ H+ + Cl-

Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH-

К сильным электролитам относятся вещества с гетерополярной или ионной кристаллической структурой (таблица 1.1).

Таблица 1.1 Сильные электролиты

Классы веществ Примеры Диссоциация электролита
Сильные кислоты HCl, HNO3, HBr, HI, HClO4 HCl→H+ + Cl-
Сильные основания KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, NaOH KOH→K+ + OH-
Хорошо растворимые соли NaCl, MgSO4, KI, Nh5NO3, Ch4COONa NaCl→Na+ + Cl-

Слабые электролиты на ионы распадаются лишь частично. Наряду с ионами в расплавах или растворах данных веществ присутствуют в подавляющем большинстве недиссоциированные молекулы. В растворах слабых электролитов параллельно с диссоциацией протекает обратный процесс - ассоциация, т.е соединœение ионов в молекулы. При записи уравнения реакции это подчеркивается двумя противоположно направленными стрелками.

Ch4COOH D Ch4COO- + H+

К слабым электролитам относятся вещества с гомеополярным типом кристаллической решетки (таблица 1.2).

Таблица 1.2 Слабые электролиты

Классы веществ Примеры Диссоциация электролита
Малорастворимые соли AgCl, Hg2I2 AgCl ⇄ Ag+ + Cl-
Слабые кислоты h3S, h3CO3, h4PO4, HF, органические кислоты h4PO4⇄ H+ + h3PO4-
Слабые основания Cu(OH)2, Fe(OH)3, Al(OH)3 Cu(OH)2⇄ CuOH+ + OH-

Равновесное состояние слабого электролита в водном растворе количественно характеризуют степенью электролитической диссоциации и константой электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации α представляет собой отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита:

Степень диссоциации показывает, какая часть от общего количества растворенного электролита распадается на ионы и зависит от природы электролита и растворителя, а также от концентрации вещества в растворе, имеет безразмерную величину, хотя обыкновенно ее выражают в процентах. При бесконечном разбавлении раствора электролита степень диссоциации приближается к единице, что соответствует полной, 100%-ной, диссоциации молекул растворенного вещества на ионы. Для растворов слабых электролитов α <<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). В случае если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.

В общем виде обратимую химическую реакцию можно представить как:

aA + bB D dD + eE

Скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих частиц в степенях их стехиометрических коэффициентов. В этом случае для прямой реакции

V1=k1 [A]a[B]b,

а скорость обратной реакции

V2=k2 [D]d[Е]е.

В некоторый момент времени скорости прямой и обратной реакции выровняются, ᴛ.ᴇ.

V1 = V2

Такое состояние называют химическим равновесием. Отсюда

k1 [A]a[B]b= k2[D]d[Е]е

Сгруппировав постоянные величины с одной стороны, а переменные- с другой стороны, получим:

Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, для обратимой химической реакции в состоянии равновесия произведение равновесных концентраций продуктов реакции в степенях их стехиометрических коэффициентов, отнесенное к такому же произведению для исходных веществ есть величина постоянная при данных температуре и давлении. Численное значение константы химического равновесия К не зависит от концентрации реагирующих веществ. К примеру, константу равновесия диссоциации азотистой кислоты в соответствии с законом действия масс можно записать в виде:

HNO2 + h3OD h4O+ + NO2-

.

Величину Ка называют константой диссоциации кислоты, в данном случае азотистой.

Аналогично выражается и константа диссоциации слабого основания. К примеру, для реакции диссоциации аммиака:

Nh4 + h3O DNh5+ + OH-

.

Величину Кb называют константой диссоциации основания, в данном случае аммиака. Чем выше константа диссоциации электролита͵ тем сильнее электролит диссоциирует и тем выше концентрации его ионов в растворе при равновесии. Между степенью диссоциации и константой диссоциации слабого электролита существует взаимосвязь:

Это математическое выражение закона разбавления Оствальда: при разбавлении слабого электролита степень его диссоциации увеличивается.Важно заметить, что для слабых электролитов при К≤1∙ 10 -4и С ≥0,1 моль/л используют упрощенное выражение:

К= α2 ∙С или α

Пример1. Вычислите степень диссоциации и концентрацию ионов [OH-] и [ Nh5+] в 0,1 М растворе гидроксида аммония, если К Nh5OH =1,76∙10 -5

Дано: Nh5OH

К Nh5OH =1,76∙10 -5

α - ?

Решение:

Так как электролит является достаточно слабым (К Nh5OH =1,76∙10 –5<1∙ 10 - 4 )и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

или 1,33%

Концентрация ионов в растворе бинарного электролита равна C∙α, так как бинарный электролит ионизирует с образованием одного катиона и одного аниона, то[OH-] = [ Nh5+]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (моль/л).

Ответ: α=1,33 %; [OH-] = [ Nh5+]=1,33∙10 -3 моль/л.

Теория сильных электролитов

Сильные электролиты в растворах и расплавах полностью диссоциируют на ионы. При этом экспериментальные исследования электропроводности растворов сильных электролитов показывают, что ее величина несколько занижена по сравнению с той электропроводностью, которая должна бы быть при 100 % диссоциации. Такое несоответствие объясняется теорией сильных электролитов, предложенной Дебаем и Гюккелœем. Согласно этой теории, в растворах сильных электролитов между ионами существует электростатическое взаимодействие. Вокруг каждого иона образуется “ионная атмосфера” из ионов противоположного знака заряда, которая тормозит движение ионов в растворе при пропускании постоянного электрического тока. Кроме электростатического взаимодействия ионов, в концентрированных растворах нужно учитывать ассоциацию ионов. Влияние межионных сил создает эффект неполной диссоциации молекул, ᴛ.ᴇ. кажущейся степени диссоциации. Определœенная на опыте величина α всœегда несколько ниже истинной α. К примеру, в 0,1 М растворе Na2SO4 экспериментальная величина α =45 %. Для учета электростатических факторов в растворах сильных электролитов пользуются понятием активности (а). Активностью иона называют эффективную или кажущуюся концентрацию, согласно которой ион действует в растворе. Активность и истинная концентрация связаны между собой выражением:

,

где f – коэффициент активности, который характеризует степень отклонения системы от идеальной из-за электростатических взаимодействий ионов.

Коэффициенты активности ионов зависят от величины µ, называемой ионной силой раствора. Ионная сила раствора является мерой электростатического взаимодействия всœех ионов, присутствующих в растворе и равнаполовинœе суммы произведений концентраций (с) каждого из присутствующих в растворе ионов на квадрат его зарядового числа (z):

.

В разбавленных растворах (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10-4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c и коэффициент активности равен 1. Это означает, что электростатические взаимодействия практически отсутствуют. В очень концентрированных растворах (µ>1М) коэффициенты активности ионов бывают больше единицы. Связь коэффициента активности с ионной силой раствора выражается формулами:

при µ<10-2

при 10-2 ≤ µ ≤ 10-1

+ 0,1z 2µ при 0,1<µ<1

Константа равновесия, выраженная через активности, принято называть термодинамической. К примеру, для реакции

aA + bB dD + eE

термодинамическая константа имеет вид:

.

Она зависит от температуры, давления и природы растворителя.

Поскольку активность частицы , то

= .

где КС - концентрационная константа равновесия.

Значение КС зависит не только от температуры, природы растворителя и давления, но и от ионной силы m. Так как термодинамические константы зависят от наименьшего числа факторов то, следовательно, являются наиболее фундаментальными характеристиками равновесия. По этой причине в справочниках приводятся именно термодинамические константы. Величины термодинамических констант некоторых слабых электролитов приведены в приложении данного пособия.

Пример2. Вычислите ионную силу, коэффициенты активности и активности ионов в 0,01 M растворе Fe(NO3)3.

Дано:

Fe (NO3)3

C=0,01 моль/л

μ - ?

f - ?

a - ?

Решение: Поскольку с(Fe3+) = 0,01 моль/л; с(NO3-) = 0,03 моль/л, то

= -0,886;

= -0,098.

Следовательно, = 0,13; = 0,80.

Активности ионов соответственно равны:

Ответ: μ=0,06, = 0,13; = 0,80, =0,0013 моль/л, =0,024 моль/л.

С ростом заряда иона коэффициент активности и активность иона уменьшается.

Вопросы для самоконтроля:

  1. Что такое идеальная система? Назовите основные причины отклонения реальной системы от идеальной.
  2. Что называют степенью диссоциации электролитов?
  3. Приведите примеры сильных и слабых электролитов.
  4. Какая взаимосвязь существует между константой диссоциации и степенью диссоциации слабого электролита? Выразите её математически.
  5. Что такое активность? Как связаны активность иона и его истинная концентрация?
  6. Что такое коэффициент активности?
  7. Как влияет заряд иона на величину коэффициента активности?
  8. Что такое ионная сила раствора, ее математическое выражение?
  9. Запишите формулы для расчета коэффициентов активности индивидуальных ионов в зависимости от ионной силы раствора.
  10. Сформулируйте закон действия масс и выразите его математически.
  11. Что такое термодинамическая константа равновесия? Какие факторы влияют на ее величину?
  12. Что такое концентрационная константа равновесия? Какие факторы влияют на ее величину?
  13. Как связаны термодинамическая и концентрационная константы равновесия?
  14. В каких пределах могут изменяться величины коэффициента активности?
  15. В чем заключаются основные положения теории сильных электролитов?

oplib.ru