22) Растворы электролитов. Изотонический коэффициент. Теория электролитической диссоциации Аррениуса; определение кислот, оснований, солей по Аррениусу

Диссоциация-распад на ионы.

1.Электролиты в воде распадаются на ионы, т.е. протекает электролитическая диссоциация. 2.Под действием внешнего электрического тока происходит их направленное движение.

Диссоциация-обратимый процесс,на ряду с распадом может быть ассоциация(объединение ионов в малекулы) В растворах диссоциация происходит за счёт нагревания ,что усиливает колебания ионов кристаллической решётки.В растворе воды молекулы разрушают ионную кристаллическую решётку .

Часто диссоциация протекает ступенчато:

NaHSO4Na(^+)+HSO4(^-)H(^+)+SO4(^-2) Степень диссоциации α=(n/N)*100% ---Отношение числа растворившихся молекул к общему числу молекул в растворе

Сильные электролиты α>30%/средние- 3%<=α<=30%/ слабые- α<3%

Слабые электролиты: *органические,* ряд неорганических кислот(H2S,H2CO3,H2SO4,HNO2,H3PO4),*слабые основания( NH4OH),*Гидроксиды металлов( кроме 1-ой и 2-ой группы )

Сильные электролиты - *Практически все растворимые соли,*ряд неорганических кислот(HBr,HJ,HNO3,H2SO4,HClO4,HClO3),*Гидроксиды металлов 1-ой А и 2-ой А групп(LiOH,KOH,NaOH)

В растворах сильных электролитов наблюдается высокая концентрация ионов ,в результате чего они взаимодействуют ,связываются ,при этом с уменьшением заряженных частиц. изотонический коэффициент i (коэффициент Вант-Гоффа) – число, показывающее во сколько раз общее количество частиц в растворе больше, чем количество молекул электролита

(N) 

где solut. — данный раствор, nel. solut. — раствор неэлектролита той же концентрации, T_bp — температура кипения, а T_mp — температура плавления (замерзания).

Теория электролитической диссоциации Аррениуса -согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительные (катионы) и отрицательные (анионы) заряженные ионы. Аррениус объяснил, что лишь часть электролита диссоциирует и ввел понятие степени диссоциации электролита- отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

23) Степень диссоциации. Сильные (активность, коэффициент активности, ионная сила) и слабые (константа диссоциации, закон разведения Оствальда) электролиты.

Электролитическая диссоциация относится к обратимым процессам, поэтому в растворах электролитов наряду с распадом соединений на ионы имеет место и обратный процесс – их соединение.

HNO₂ ⇄ H⁺ + NO₂^– 

Степень диссоциации (α) – это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N): a=n/N

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы независимо от их концентрации в растворе.

- растворимые соли;

- многие неорганические кислоты:, HCl, HBr, HI;

- основания, образованные щелочными металлами (LiOH, NaOH.) и щелочно-земельными металлами (Ca(OH)₂, Sr(OH)₂).

Активность:

где C₊ и C_– – аналитические концентрации соответственно катиона и аниона, γ₊ и γ_– – их коэффициенты активности.

Определить активности каждого иона в отдельности невозможно, поэтому для одно-однозарядных электролитов пользуются средними геометрическими значений активностей и коэффициентов активностей: 

Коэффициент активности по Дебаю–Хюккелю зависит по крайней мере от температуры, диэлектрической проницаемости растворителя (ε) и ионной силы (I);

Ионная сила в свою очередь равна 

Здесь C – аналитическая концентрация, z – заряд катиона или аниона. 

Слабые электролиты в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.

- почти все органические кислоты и вода;- некоторые неорганические кислоты: H₂S, H₃PO₄, H₂CO₃.;- нерастворимые гидроксиды металлов: Mg(OH)₂, Fe(OH)₂,

Закон действующих масс вводит в качестве количественной характеристики любого химического равновесия константу химического равновесия. Так, для процесса диссоциации MA   M⁺ + A⁻ константа равновесия − константа диссоциации K_д выражается как

Чем больше значение K_д, тем сильнее данный электролит. Закон разбавления Оствальда даёт возможность вычислять степень диссоциации электролита, если известна его К при той или иной концентрации, или же наоборот

Для растворов с очень малой степенью диссоциации

Это уравнение показывает связь между концентрацией слабого электролита и его степенью его диссоциации – степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора.