Презентация 6
.pdf
Электролиты
Электролитывещества растворы которых проводят электрический ток
Это растворы: щелочей; солей;
неорганических кислот в воде;
растворы ряда солей в органических растворителях.
Растворы электролитов проводят электрический ток вследствие самопроизвольного распада (диссоциации) электролита на заряженные ионы (катионы и анионы). Процесс распада веществ на ионы называется электролитической диссоциацией.
Количественно процесс диссоциации характеризуется следующими величинами: изотоническим коэффициентом i, эквивалентной электропроводимостью , степенью диссоциации , константой электролитической диссоциации Кдисс..
Изотонический коэффициент или коэффициент Вант-
Гоффа (i) – это отношение суммы числа ионов и непродиссоциировавших молекул электролита к начальному числу молекул электролита, по его величине вычисляют степень электролитической диссоциации:
где n число ионов, i изотонический коэффициент.
Эквивалентная электропроводность - это электропроводность 1 л
раствора, содержащего 1 г-экв электролита. Величину определяют по удельной электропроводности :
Степень диссоциации показывает, какая доля растворенного вещества продиссоциировала на ионы, т.е. характеризует силу электролита.
Она имеет разное значение для различных электролитов и определяет молярную электропроводимость растворов:
где Собщ – общая концентрация растворенного вещества, моль/л; Сдис – концентрация молекул, продиссоциировавших на ионы, моль/л.
Степень диссоциации электролита возрастает по мере разбавления раствора, может измеряться в долях единицы или в процентах:
3% электролит слабый и существует в растворе в виде молекул; 3 30% электролит средней силы, при решении задач
относить такие электролиты к слабым;
30% электролит сильный, существует в растворе в виде ионов;
= 0, то диссоциация отсутствует;
= 1 – полная диссоциация электролита (сильный электролит). К процессу электролитической диссоциации можно применять принцип Ле-Шателье: для смещения равновесия слева направо, т.е. в сторону диссоциации, необходимо увеличить массу растворителя. Это означает, что диссоциация слабых электролитов проходит лучше в разбавленных растворах, чем в концентрированных, т.е. возрастает с уменьшением концентрации электролита в растворе и = 1 в бесконечно разбавленных растворах. Повышение температуры будет смещать равновесие слева направо, т.е. степень электролитической диссоциации слабого электролита
– будет увеличиваться с повышением температуры.
Теория электролитической диссоциации
|
|
Диссоциация солей с ионной |
||
|
|
|
связью: |
|
|
|
средней KCl K+ |
+ Cl ; |
|
|
|
кислой |
KHSO K+ + |
HSO ; |
|
|
|
3 |
3 |
|
|
основной |
CuOHNO CuOH+ + |
|
|
|
|
3 |
|
|
|
|
NO . |
|
|
|
|
3 |
|
|
|
Диссоциация полярных молекул: |
||
|
|
HCl H+ + Cl . |
|
|
|
|
Слабый электролит: |
||
|
|
СH CОOН H+ + СH CОО . |
||
Этапы электролитической |
3 |
3 |
|
|
|
|
|
||
диссоциации полярных молекул |
|
|
|
|
(а) |
и ионных |
|
|
|
кристаллов (б): |
|
|
|
|
I – сольватация; II – ионизация; |
|
|
|
|
III – диссоциация. |
|
|
|
|
Процесс диссоциации слабого электролита можно описать константой равновесия, которая называется константой диссоциации (Кдис). Рассмотрим процесс диссоциации бинарного электролита KtAn.
Kt+An− Kt+ + An−
где [Kt+], [An-] равновесные концентрации ионов катиона и аниона, моль/л; [KtAn] равновесная концентрация недиссоциированных молекул электролита, моль/л.
Отсюда сделав соответствующие преобразования, получаем:
Полученная зависимость – это закон
разбавления Оствальда.
Для очень слабых электролитов 1, поэтому знаменателем можно пренебречь Кдис = 2∙ См или
Степень диссоциации электролита увеличивается с разбавлением.
Степень диссоциации зависит от концентрации раствора электролита. Константа диссоциации слабого электролита зависит от природы растворителя и от температуры и не зависит от концентрации раствора и при постоянной температуре может служить мерой силы электролита. Чем меньше значение константы, тем слабее электролит. Для слабой кислоты концентрация ионов может быть рассчитана с использованием константы диссоциации. Осмотическое давление и температуры кипения и замерзания раствора зависят не только от молярной концентрации растворенного электролита, но и от степени его диссоциации.
Pосм.=iСмRT
ΔTкип/зам= Kэб/кр · mв-ва,
Kэб/кр — соответственно эбуллиоскопическая и криоскопическая (относится к замерзанию) константы, характерные для данного растворителя;
m — моляльность вещества в растворе.
Классификация электролитов в воде
Cильные
Соли |
Основания |
Кислоты |
|
|
|
|
|
Практическ |
Гидроксиды щелочных и |
HCl, HBr, HJ |
|
и все |
|
||
щелочноземельных |
H2SO4,HNO3,HClО3, |
||
|
|||
|
металлов: |
НClO4 |
|
|
от LiОН к CsОН, Ba(ОН)2, , |
|
|
|
Ca(ОН)2, , Sr(ОН)2 |
|
|
|
|
|
Слабые
Соли |
Основания |
Кислоты |
||
|
|
|
|
|
Некоторых |
Водный раствор |
HF, H2S, HCN, |
|
|
металлов: |
аммиака, |
H2SO3, HNO2, |
H2CO3, |
|
HgCl2, |
нерастворимые, |
|||
H3PO4, H3PO3, |
H2SiO3, |
|||
CdJ2, |
амфотерные: |
|||
CH3COOH |
|
|||
Fe(CNS)3 |
Mg(OH)2, Be(OH)2. |
|
||
|
|
|||
|
|
|
|
|
все соли) диссоциируют практически полностью, необратимо в одну ступень на анионы и катионы, равновесие сдвинуто вправо.
Сильные кислоты: HCI, HBr, HI, HМnO4, HCIO4, HCIO3, H2CrO4,
H2Cr2O7, H2SO4, HNO3, если Кдис 10−1. Сильные основания:
элементы IA группы (Li – Fr) и IIA (Са, Sr, Ba) и Tl. соли – это сильные электролиты и диссоциируют в одну ступень ( ион водорода в кислой соли входит в анион, гидроксогруппа в основной соли входит в катион)
H2SO4 2H+ + SO42−
Ca(OH)2 Са2+ + 2ОН−
FeCI3 Fe+3 + CI−
PbI2 Pb+2 + 2I−
KHCO3 K+ + HCO3−
AIOHCI2 AIOH+2 + 2CI−