32 Вопрос

Электролиты — вещества, расплавы или растворы, которые проводят электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако сами вещества не проводят электрический ток. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований. Электролиты — проводники второго рода, вещества, которые в растворе (или расплаве) состоят полностью или частично из ионов, и обладающие вследствие этого ионной проводимостью.

Степенью диссоциации (α) электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита, т. е. .

Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (т.е. диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора.

К сильным электролитам относятся некоторые кислоты (H₂SO₄, HCl, HNO₃, H₃PO₄, HClO₃, HClO₄, KOH), хорошо растворимые соли (NaCl, KBr, NH₄NO₃) и некоторые основания (LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂)

Слабые электролиты – степень диссоциации меньше единицы (т.е. диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот, основания p-, d-, f- элементов.

Теория электрической диссоциации

Электролитическая диссоциация- распад вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя или при расплавлении.

Для объяснения особенностей свойств р-ров электролитов С. Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации, основывающуюся на следующих постулатах:

1. Электролиты в р-рах распадаются на ионы (диссоциируют)

2. Диссоциация является необратимым равновесным процессом

3. Силы взаимодействия ионов с молекулами растворителя и друг с другом малы (т.е растворы являются идеальными)

Константа диссоциации. Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая не зависит от концентрации раствора. Выражение для константы диссоциации можно получить, если записать уравнение реакции диссоциации электролита АК в общем виде: АК ↔ А^- + К⁺

Поскольку диссоциация является обратимым равновесным процессом, то к этой реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия как

Где К-константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита.

36 Вопрос

Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей[1]:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

CO32− + H2O = HCO3− + OH−

Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

Cu2+ + Н2О = CuOH+ + Н+

CuCl2 + Н2О = CuOHCl + HCl

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

2Al3+ + 3S2− + 6Н2О = 2Al(OH)3(осадок) + ЗН2S(газ)

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

Степень гидролиза

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или hгидр);

α = (cгидр/cобщ)·100 %

где cгидр — число молей гидролизованной соли, cобщ — общее число молей растворённой соли.

Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Является количественной характеристикой гидролиза.

Константа гидролиза (задача для примера)

Задание.

Определить константу гидролиза цианида калия.

Решение.

Константа гидролиза рассчитывается по формуле: Кг = Kw/Кд,

где Kw - ионное произведение воды (10-14) , Кд - константа диссоциации кислоты. Отсюда,

Кг(KCN) = 10-14/5*10-10 = 2*10-5.