12. Электролиты, определение. Жидкие электролиты (2 примера). Механизм электропроводности растворов электролитов.

Электролиты – вещества проводящие электрический ток своими ионами. При расторении в воде и в ряде неводных растворителей свойства электролитов проявляют соли, кислоты и основания. Электролитами являются также многие расплавленные соли, оксиды и гидроксиды, а так же некоторые соли и оксиды в твердом состоянии.

Жидкие электролиты - (сильный электролит), (слабый электролит)

Электролиты проводят электрический ток своими ионами, именно они служат переносчиками электрического тока. Проводимость тока в растворах тока обусловленна электролитической диссациацией. В растворах электролитов вещества распадаются на заряженные частицы – ионы, которые могут передвигаться к электродам – отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду. Именно это и есть причина электрического тока в растворах. Этот процесс называется электролитической диссоциацией.

Электролиты бывают сильными и слабыми. Сила электролита зависит от степени его диссациации.

Степень диссоциации электролита – отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в расторе.

Сильные электролиты в водных растворах диссоцированы практически нацело. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

Механизм электролитической диссоциации на примере хлорводорода. Свзяь H-Cl – ковалентная, полярная, молекулы HCl – диполи с отрицательным полюсом на атоме Cl и положительным на атоме H. Полярны и молекулы воды. В водном растворе молекулы HCl окружены со всех сторон молекуами воды, так, что положительные полюса молекул воды притягиваются к отрицательным полюсам молекул HCl, а отрицательные полюса – к положительным полюсам молекул HCl. В результате связь H-Cl сильно поляризуется и разрывается с образование гидратированных катионов и анионов : диполи как бы растаскивают молекулы хлорводорода на отдельные ионы. Каждый катион в растворе окуржен со всех сторон диполями , направленными к нему своими отрицательными полюсами, а каждый анион окружен противоположно ориентированными диполями .

12. Сильные и слабые электролиты (по 3 примера). Константа и степень диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

Электролиты бывают сильными и слабыми. Сила электролита зависит от степени его диссациации.

Степень диссоциации электролита – отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в расторе. Степень диссоциации обозначают букувой и выражают дибо в долях единицы, либо в процентах

Сильные электролиты в водных растворах диссоцированы практически нацело. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

1. Сильные электролиты HCl, LiOH, HI

2. Слабые электролиты , (вода),

Константа диссоциации – константа равновесия отвечающая диссоциации слабого электролита

На примере диссоциации уксусной кислоты:

Многоосновные кислоты, а так же основания двух- и более валетных металов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. К примеру диссоциация угольной кислоты проходит в две ступени:

Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – Второе – диссоциация по второй ступени - Сумарному равновесию соответствует , .

Закон разбавления Оствальда – если обозначить концентрацию электролита, распадающегося на два иона, через С, а степень его диссоциации в данном растворе через , то концентрация каждого из ионов будет C , а концентрация недиссоциированных молекул С(1- ). Тогда уравнение константы диссациации примет вид: . Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала, уравнение закона Оствальда упрощается, так как в таких случаяx <<1, то виличинной в знаменателе правой части уравнения можно пренебречь. Тогда - . Степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора.