EA , В, K
AK
1
E А |
|
|
|
AK ¹ |
|||
|
|
|
АВК ¹ |
E |
2 |
|
|
|
(AВ) ¹ |
R
Рис. 6.1. Энергетическая диаграмма для гомогенной каталитической реакции, протекающей по стадийному механизму: 1 – некаталитическая реакция; 2 – каталитическая реакция.
AВ ¹ - переходное состояние некаталитической реакции;
АК ¹, AВK ¹ - переходные состояния каталитической реакции; АК – промежуточное соединение.
БЛОК-МОДУЛЬ № 3 РАБОТА № 7
Растворы электролитов
Цель работы - ознакомление с процессами в водных растворах электролитов и их характеристиками: электролитическая диссоциация, степень и константа диссоциации, ионное произведение воды, гидролиз солей, произведение растворимости.
Теоретическая часть
Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. К ним относятся кислоты, основания и подавляющее большинство солей. При попадании этих веществ в полярный растворитель происходит электролитическая диссоциация, вызываемая взаимодействием полярных молекул растворителя с частицами растворяемого вещества. Результатом является образование сольватированных заряженных частиц - положительно заряженных
катионов и отрицательно заряженных анионов. Электролитическая диссоциация
HCl (газ) + (n+m)H2O H+×nH2O + Cl−×mH2O,
NaCl (крист) + (p+q)H2O Na+×pH2O + Cl−×qH2O.
Количественной характеристикой электролитической диссоциации служит степень диссоциации a, равная отношению числа диссоциированных молекул Nдисс к исходному числу молекул электролита в растворе Nисх:
a = Nдисс .
Nисх
По способности к электролитической диссоциации электролиты условно подразделяют на сильные и слабые. Сильные электролиты - вещества, в растворе практически полностью диссоциированные на ионы при (a » 1). Слабые электролиты - вещества, степень диссоциации которых a <<
1. В водных растворах сильными электролитами являются такие кислоты, как HClO4, HMnO4, H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, а также гидроксиды щелочных и
щелочно-земельных металлов LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2,
Sr(OH)2, Ba(OH)2; большинство солей
Для процесса электролитической диссоциации
КmАn m Kz1+ |
+ n Az2 − , |
|
где КmАn – молекула электролита, Kz1+ |
– катион, |
Az2 − – анион, z – зарядовое |
число ионов; различают аналитическую, или концентрационную, константу
диссоциации Кд,с, вычисленную по равновесным концентрациям |
молекул и |
||
ионов: |
|
|
|
Кд,с = |
[Kz1+ ]m [Az2 − ]n |
, |
(7.1) |
[Km An ]недисс |
|||
где [Kz1+ ], [Az2 − ] − равновесные молярные концентрации катионов и анионов, соответственно; [КmАn]недисс − равновесная молярная концентрация недиссоциированных молекул электролита. Термодинамическая константа диссоциации Kд,а, вычисляется по равновесным активностям a
соответствующих частиц:
|
am |
+ |
an |
− |
|
Kд,а = |
Kz1 |
Az2 |
(7.2) |
||
aKmAn |
|
||||
|
|
|
|||
Согласно уравнению изобары химической реакции:
d ln K Д ,а |
= |
Hдисс |
dT |
RT 2 |
Активность, равна произведению концентрации С на коэффициент активности γ
а = С×g
Понятие активности было предложено Льюисом, чтобы можно было использовать для реальных систем термодинамические уравнения, выведенные для идеальных растворов, в которых отсутствуют взаимодействия между компонентами.
Выражение (7.1) обычно используется для растворов слабых электролитов, поскольку в разбавленных растворах коэффициент активности слабого электролита g»1 и значение активности практически соответствует величине концентрации С частиц. Для растворов сильных электролитов концентрационная константа диссоциации не имеет физического смысла, т.к. концентрация недиссоциированных молекул практически равна нулю. Однако коэффициент активности сильного электролита, отражающий влияние межионных и ион-молекулярных взаимодействий на свойства раствора, g < 1, поэтому для сильных электролитов справедливо выражение (7.2). Константу равновесия процесса диссоциации принято обозначать Ка в
случае слабых кислот (от английского слова "acid") и Кb для слабых
оснований (от слова "base").
Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Например, процесс диссоциации щавелевой кислоты протекает следующим образом:
I ступень: H2C2O4 |
H+ + HC2O4−, |
Ka(I) = 6,46×10–2; |
II ступень: HC2O4− |
H+ + C2O42−, |
Ka(II) = 6,17×10–5; |
общее уравнение диссоциации: H2C2O4 2H+ + C2O42−, Ka = Ka(I) ×Ka(II).