Пиши Дома Нужные Работы

Обратная связь

Теория растворов слабых электролитов.

Сильные и слабые электролиты

Количественной характеристикой процесса электролитической диссоциации является степень диссоциации.

Степенью диссоциации a называется отношение количества электролита, распавшегося на ионы (n), к общему количеству электролита (n0):

(1)

Величина a выражается в долях единицы или в % и зависит от природы электролита, растворителя, температуры, концентрации и состава раствора.

Особую роль играет растворитель: в ряде случаев при переходе от водных растворов к органическим растворителям степень диссоциации электролитов может резко возрасти или уменьшиться. В дальнейшем, при отсутствии специальных указаний, будем считать, что растворителем является вода.

По степени диссоциации электролиты условно разделяют на сильные (a > 30%), средние (3% < a < 30%) и слабые (a < 3%).

К сильным электролитам относят:

1) некоторые неорганические кислоты (HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4 и ряд других);

2) гидроксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов;

3) почти все растворимые соли.

Принято считать, что эти соединения диссоциируют полностью, т.е., на 100%.

К электролитам средней силы относят Mg(OH)2, H3PO4, HCOOH, H2SO3, HF и некоторые другие.

Слабыми электролитами считают все карбоновые кислоты (кроме HCOOH) и гидратированные формы алифатических и ароматических аминов. Слабыми электролитами являются также многие неоргани-ческие кислоты (HCN, H2S, H2CO3 и др.) и основания (NH3∙H2O).

Несмотря на некоторые совпадения, в целом не следует отождествлять растворимость вещества с его степенью диссоциации. Так, уксусная кислота и этиловый спирт неограниченно растворимы в воде, но в то же время первое вещество является слабым электро-литом, а второе - неэлектролит.



Теория растворов слабых электролитов.

Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым:

KtnAnm ⇄ nKtm+ + mAnn-

и характеризуется константой равновесия, которая в данном случае называется константой диссоциации:

(2)

Величина зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора.

Слабые одноосновные кислоты типа HA диссоциируют по общему уравнению:

HA ⇄ H+ + A-.

Константа диссоциации равна:

Здесь индекс a (acidum) указывает на кислотный тип диссоциации.

Например, для слабой кислоты HNO2 можно записать:

HNO2 ⇄ H+ + NO2-,

Аналогичным образом записывают константы диссоциации оснований:

NH3×H2O ⇄ NH4+ + OH-.

Индекс b (basicum) обозначает основный тип диссоциации.

Диссоциация многоосновных кислот (многокислотных осно-ваний) происходит в несколько ступеней, каждая из которых характе-ризуется своей константой.

Например, для фосфорной кислоты имеем:

H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4-,
H2PO4 ⇄ H+ + HPO42-,
HPO42– ⇄ H+ + PO43-,

Видно, что . Данное неравенство соблюдается для всех без исключения случаев ступенчатой диссоциации. Последовательное снижение величин констант диссоциации легко объяснимо: с увеличением отрицательного заряда иона отщепление каждого последующего протона становится все более энергоемким.

Суммарная константа диссоциации определяется соотношением:

Несложно видеть, что суммарная константа диссоциации равна произведению констант диссоциации отдельных ступеней:

На практике вместо величин и часто используют значения и , которые рассчитываются следующим образом:

На основании значений и можно сделать заключение о сравнительной силе кислоты или основания:

чем больше значение ( ), тем сильнее кислота (основание);

чем меньше значение ( ), тем сильнее кислота (основание).

Величины констант диссоциации для некоторых слабых электролитов представлены в таблице 1.

Таблица 1. Константы диссоциации некоторых слабых электро-литов при 298 К.

Соединение
CH3COOH 1,8×10-5 - 4,74 -
HCN 4,9×10-10 - 9,30 -
H2S 8,9×10-8 1,3×10-13 7,05 12,9
 
NH3×H2O 1,8×10-5 - 4,74 -
Pb(OH)2 9,6×10-4 3,0×10-8 3,0 7,5

Таким образом, при постоянной температуре сравнительную силу слабых электролитов определяют две величины: степень диссо-циации a и константа диссоциации . Эти величины являются взаимосвязанными.

Действительно, для бинарного электролита, диссоциирующего по уравнению:

KtAn ⇄ Kt+ + An-

можно записать:

Представив

где С0(KtAn) – общая концентрация электролита, получим:

(3)

Данное соотношение выражает закон разведения Оствальда.

Для слабых электролитов a << 1, поэтому можно записать:

или:

. (4)

Таким образом, закон Оствальда можно сформулировать следующим образом:

Степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.






ТОП 5 статей:
Экономическая сущность инвестиций - Экономическая сущность инвестиций – долгосрочные вложения экономических ресурсов сроком более 1 года для получения прибыли путем...
Тема: Федеральный закон от 26.07.2006 N 135-ФЗ - На основании изучения ФЗ № 135, дайте максимально короткое определение следующих понятий с указанием статей и пунктов закона...
Сущность, функции и виды управления в телекоммуникациях - Цели достигаются с помощью различных принципов, функций и методов социально-экономического менеджмента...
Схема построения базисных индексов - Индекс (лат. INDEX – указатель, показатель) - относительная величина, показывающая, во сколько раз уровень изучаемого явления...
Тема 11. Международное космическое право - Правовой режим космического пространства и небесных тел. Принципы деятельности государств по исследованию...



©2015- 2017 pdnr.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.