3.Сильные и слабые электролиты

Отдельные электролиты при одинаковой нормальности растворов диссоциируют на ионы различно. Особенно это заметно у кислот. Это различие обусловлено характером валентной связи между атомами, образующими их молекулы. Чем более полярна связь между водородом и остальной частью молекулы (для кислот), тем легче отщепляется водород, тем сильнее диссоциирует кислота.

Электролиты, хорошо диссоциирующие на ионы – сильные, плохо – слабые.

Растворы сильных электролитов сохраняют высокую электропроводность даже при очень больших концентрациях. Для слабых электролитов – наоборот. К сильным электролитам относят кислоты: соляную, азотную, серную и некоторые другие; щелочи (кроме NH₄OH) и почти все соли.

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато:

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄^-

HSO₄^- ↔ H⁺ +SO₄^- (идет труднее)

Ba(OH)₂ ↔ BaOH⁺ + OH^-

BaOH⁺ ↔ Ba²⁺ + OH^-

Соли:

средние:

NaCl↔ Na⁺ + Cl^-

кислые:

NaHCО₃ ↔ Na⁺ + HCO₃^-

HCO₃^- ↔ H⁺ + CO₃^2- (идет очень сложно)

Сильные электролиты подчиняются теории Дебая-Хюккеля, слабые - Аррениуса.

Степень диссоциации К_дис = _≈Сα² - закон разбавления Оствальда.

Из уравнения следует, что с разбавлением раствора степень диссоциации электролитов увеличивается.

Их поведение исследовано Дебаем и Гюккелем, которые сформулировали теорию поведения сильных электролитов( Теория Дебая-Гюккеля).

Положения:

1. Сильные электролиты диссоциируют в водных растворах нацело α_теор= 100%

2. В растворах сильных электролитов существует взаимодействие между ионами: каждый (+)-заряж. ион окружается оболочкой из (-) – заряж. ионов, а (-) – заряж. ион окружен соответственно (+)-заряж. ионами. т.е. каждый ион заключен в своей атмосфере из противоионов. Ионная атмосфера тормозит движение ионов в р-ре, и сила торможения определяется ионной силой раствора (μ_i), которая измеряется: μ_i =

3. За счет ионных взаимодействий степень диссоциации сильных электролитов отличается от 100% - кажущаяся степень диссоциации. Чем больше концентрация раствора – тем больше отличается степень диссоциации от 100%. Кажущаяся степень диссоциации определяется экспериментально по электропроводности раствора. α_каж = ( α_каж определяется с учетом изотонического коэффициента i).

4. Концентрации сильных электролитов измеряются активностями (a).

a=f•c (в моль/л). f- коэффициент активности, c – концентрация в моль/л.

f- коэффициент активности – показывает отклонение реального раствора электролита от идеального.

В разбавленных р-рах f→ 1 концентрационный коэффициент активности - величины табулированы.

γ - термодинамический коэффициент активности (при давлении = 1 атм., t=25⁰C (298⁰K) (величины γ также табулированы). f≠γ .

К слабым электролитам относятся амфотерные электролиты – это гидроксиды d и p элементов 2-х или 3-х заряженных катионов, в зависимости от рН среды могут диссоциировать как по кислотному, так и по основному типу и взаимодействовать со щелочами и кислотами. Они диссоциируют ступенчато, и на каждой ступени имеют собственную константу диссоциации.

По основному типу (рН <7): Zn(OH)₂ ↔ ZnOH⁺+ OH^- (К_{дис 1}); ZnOH⁺ ↔ Zn²⁺+OH^-(К_{дис 2}). ( В водных растворах могут образовываться соответствующие основные соли).

По типу кислоты (рН>7): Zn(OH)₂↔НZnO₂^- + H⁺ (К_{дис 1}); НZnO₂^- ↔ ZnO₂²⁺ + H⁺(К_{дис 2}). В водных растворах могут образовываться соответствующие кислые соли).

В избытке щелочи обр-ся только средние соли.

При сплавлении со щелочами: 2NaOH+Zn(OH)₂→Na₂ZnO₂+2H₂O

В примере с хромом (HCrO₂ – хромистая кислота).