Студопедия Главная Случайная страница Задать вопрос

Разделы: Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ





Электролитическая диссоциация – это процесс распада молекул вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя, а также при расплаве этих веществ.

Следствием электролитической диссоциации является электрическая проводимость растворов и расплавов электролитов (кислот, оснований, солей).

Электролитическая диссоциация – процесс обратимый, и в растворах электролитов имеет место равновесие между ионами и молекулами. Отношение числа молекул, распавшихся на ионы (Ni), к общему числу растворенных молекул (N) электролита называется степенью диссоциацииa :

a = N1/ N.

Степень диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, присутствия в раство­ре одноименных ионов. Степень диссоциации электролита определяется экспери­ментально и выражается в долях единицы или в процентах.

По степени диссоциации электролиты делятся на силь­ные, средние и слабые. К сильным электролитам относятся такие, которые в 0,1 М растворе имеют α > 30%. Сильными электролитами являются: 1) почти все соли (кроме HgCl2, CdCl2, Fe(SCN)3, Pb(CH3COO)2 и некоторых других); 2) многие минеральные кислоты, например HNO3, HC1, H2SO4, HI, HBr, HC1O4 и др.; 3) основания щелочных и щелочно-земельных металлов, например КОН, NaOH, Ba(OH)2 и др.

У среднихэлектролитов α = 3 – 30% в 0,1 М растворах; к ним относятся, например, Н3РО4, H2SO3, HF, Mg(OH)2.

Для слабых электролитов в 0,1 М растворах α < 3%; сла­быми электролитами являются H2S, H2CO3, HNO2, HCN, H2SiO3, H3BO3, HC1O и другие, а также большинство оснований многовалентных металлов, NH4OH и вода.

В табл. 1 приведены примеры электролитов различной силы и даны примеры записи уравнений их диссоциации.

Об относительной силе электролитов можно судить по электрической проводимости их растворов. При разбавлении растворов электролитическая диссоциация α увеличивается. Присутствие в растворе одноименных ионов понижает степень диссоциации.

 

 

Таблица 1

Сильные и слабые электролиты

Кислоты
Сильные Средней силы Слабые
HF « H+ + F- H2CO3 « H+ + HCO3-
H3PO4 « H++ H2PO4- H2S « H+ + HS-
HI, HBr H2SO3 « H++ HSO3- HCN « H+ + CN-
HCOOH« H++HCOO- СН3СООН « CH3COO- + H+
H2SO4 → H+ +HSO4- и некоторые органические кислоты и многие другие органические кислоты
Основания
Mg(OH)2«MgOH++OH- NH3·OH«NH4+ + OH-
KOH, RbOH, CsOH   Cu(OH)2«CuOH+ + OH-
Ba(OH)2 ® BaOH+ +OH- BaOH+ « Ba2++ OH- Fe(OH)3 « Fe(OH)2++OH-
Sr(OH)2, Ra(OH)2   и другие гидроксиды d-элементов, органические основания
   
Соли
Многие соли с ионной и кристаллической решеткой   Различные соли в зависимости от степени разбавления раствора Не многие соли многозарядных ионов
Mg(CN)2« Mg(CN)++CN-
ZnCl2, CdCl2, HgCl2, Fe(SCN)3
    органические соли
       

 

 

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Например:

« (I ступень);

« (II ступень);

 

« (I ступень);

« (II ступень);

« Al3++OH (III ступень).

Ступенчатость диссоциации обусловливает возможность
образования кислых и основных солей.

Кроме степени диссоциации состояние слабых электролитов в растворе характеризует константа равновесия между молекулами и ионами. Например, для азотистой кислоты

HNO2 « H+ + NO2-

K = ,

где К – константа электролитической диссоциации, не зависящая ни от концентрации раствора электролита, ни от присутствия в растворе других электролитов. Константа электролитической диссоциации дает более общую характеристику электролита, чем степень диссоциации. Константа диссоциации зависит от температуры и природы растворителя.

Между константой и степенью диссоциации слабого электролита существует взаимосвязь:

К = a2×с/(1– a). (14)

Это уравнение – математическое выражение закона разбавления Оствальда. Для слабого электролита при небольших разбавлениях a очень мала, а величина (1 – a) близка к единице, поэтому К = с×a2, или a = .

Смещение ионного равновесия, которое приводит к увеличению или уменьшению степени диссоциации слабого электролита, осуществляется по принципу Ле Шателье. Введение в раствор одноименного иона, то есть увеличение концентрации одного из продуктов реакции, приводит к смещению ионного равновесия влево, в сторону образования молекул или к уменьшению степени диссоциации слабого электролита. Наоборот, связывание одного из ионов в малодиссоциированное вещество ведет к повышению степени диссоциации электролита.

 






Дата добавления: 2014-11-10; просмотров: 610. Нарушение авторских прав

Studopedia.info - Студопедия - 2014-2017 год . (0.024 сек.) русская версия | украинская версия