
- •Лекция № 3. Химическое и фазовое равновесие
- •Влияние внешних факторов на химическое равновесие.
- •Влияние давления.
- •Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса.
- •Приложение правила фаз Гиббса к однокомпонентным системам. Диаграммы состояния воды и серы.
- •Приложение правила фаз Гиббса к двухкомпонентным системам
- •Свойства растворов и гетерогенных систем
- •1.Общая характеристика. Концентрация растворов
- •Способы выражения концентрации растворов. Важной характеристикой растворов является концентрация.
- •2. Растворимость
- •3. Коллигативные свойства растворов
- •1) Повышение температуры кипения раствора пропорционально количеству молей растворенного вещества при условии, что количество молей растворителя постоянно:
- •Электрическая проводимость водных растворов. Электролиты
- •Теория сильных электролитов.
- •Роль рН в биологических жидкостях организма
- •Буферные растворы
- •Гидролиз солей
- •Закон действия масс в гетерогенных системах. Растворимость плохорастворимых электролитов.
Электрическая проводимость водных растворов. Электролиты
Электролиты – вещества, проводящие электрический ток в растворе или в расплаве.
Поведение электролитов объяснила теория электролитической диссоциации, разработанная в 1887 году шведским ученым С. Аррениусом. .состояние в растворе сильных электролитов было объяснено теорией Дебая и Хюккеля (1923 г).
Для количественной характеристики диссоциации применяют две величины: степень и константу диссоциации.
Согласно Аррениусу, при растворении в воде молекулы электролита распадаются на ионы, т. е. диссоциируют по обратимой реакции.
Атомы или группы атомов, которые несут электрический заряд, называются ионами (Са2+, Na+, Cl- и т. д.). Исходя из этого, процесс растворения хлорида натрия в воде с образованием электрически заряженных частиц запишем так: NaCl↔Na+ + Cl-
Вещества, которые растворяются в воде с образованием растворов, проводящих электрический ток, называются электролитами.Процесс распада веществ на ионы называется электролитической диссоциацией. Электролитическая диссоциация — процесс обратимый.
Степень диссоциации
Электролитическая ионизация вызывается взаимодействием полярных молекул растворителя с частицами растворяемого вещества.
Электролитическая диссоциация в растворе происходит в результате сложного физико-химического взаимодействия молекул электролита с полярными молекулами растворителя (например, воды). В общем виде процесс растворения в воде вещества К+А-, являющегося соединением с типичной ионной связью, можно записать следующим образом:
К+А- + nH2O →K+(H2O)х + А-(Н2О)n-x.
Для количественной оценки процесса диссоциации важное значение имеют степень диссоциации и константа диссоциации.
Степень электролитической диссоциации α равна отношению распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу молекул (N) электролита, введенных в раствор:
α=(n/N)*100%
Степень диссоциации электролитов зависит от концентрации растворов: с уменьшением концентрации она растет.
Процесс электролитической диссоциации удобнее характеризовать константой диссоциации. Поскольку процесс обратимый, то здесь могут быть применены законы химического равновесия. Для вещества К+А-, диссоциирующего по схеме
KA↔K++A-,
константа Кд может быть определена:
Kд=(C(K+)*C(A-)/C(KA)),
где С(K+), С(A-) — молярные концентрации ионов К+ и А-, а С(КА) — концентрация недиссоциированных молекул.
Kд – константа диссоциации –это отношение произведения концентрации диссоциированных ионов к концентрации недиссоциированных молекул электролита в степени их стехиометрических коэффициентов.
Kдпоказывает во сколько скорость диссоциации больше скорости ассоциации. Чем больше Kд тем сильнее электролит.
Kд зависит от природы электролита и растворителя, температуры и не зависит от концентрации раствора.
Константа и степень электролитической диссоциации количественно взаимосвязаны. Если общее количество вещества КА обозначить С, то С(К+) = С(А-) = αС. Концентрация же недиссоциированных молекул С(КА) = (1 —α) С. Подставив эти значения в предыдущую формулу, получим
К=α2С/(1-α).
Это уравнение выражает закон разбавления Оствальда, который даёт возможность определить степень диссоциации при различных концентрациях электролита, если известно значение Кд.
Закон разбавления Оствальда гласит: С разбавлением раствора слабого электролита степень диссоциации увеличивается.
По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах электролиты принято делить на сильные, слабые и средней силы. Сильные электролиты имеют α>30%; слабые — α<3%, а электролиты средней силы —α в пределах от 3 до 30 %. Эти значения α относятся к 0,1 н. раствору.
Следует иметь в виду, что деление электролитов на слабые, средние и сильные носит условный характер и зависит от природы растворителя, концентрации электролита и других факторов.
Степень диссоциации и константа диссоциации связаны с концентрацией раствора: К≈α2С или α=√Кд/С