Закон разбавления Оствальда.

Теория электролитической диссоциации

1. Электролиты, неэлектролиты.

2. Электролитическая диссоциация.

Причину отклонения от законов Вант-Гоффа и Рауля впервые установил в 1887 г шведский ученый Сванте Аррениус, предложив теорию электролитической диссоциации, которая основывается на двух постулатах:

· Вещества, растворы которых являются электролитами (т.е. проводят электрический ток), при растворении распадаются на частицы (ионы), которые образуются в результате диссоциации растворенного вещества. Число частиц при этом увеличивается. Ионы, заряженные положительно получили название катионы, т.к. под действием электрического поля движутся к катоду.

Ионы заряженные отрицательно – анионы, т.к. под действием электрического поля движутся к аноду. К электролитам относятся соли, кислоты и основания.

AI ³®AI (NO3)3 ⁺ + NO3ֿ

· . Степенью электролитической диссоциации называется отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству растворенного электролита.aЭлектролиты диссоциируют не полностью. Способность вещества к диссоциации характеризуется значением степени электролитической диссоциации -

a =nионизированное / Nрастворенное

n-количество молекул распавшихся на ионы

N-общее количество молекул в растворе

- степень электролитической диссоциацииa

выражается в процентах (от 0 до 100%). Степень диссоциации показывает, какая часть растворенного количества электролита при данных условиях находится в растворе в виде гидратированных ионов.a может изменяться от 0 до 1, часто aЗначение

Причины электролитической диссоциации обусловлены:

· характером химических связей в соединениях (к электролитам относятся вещества с ионной или ковалентной сильнополярной связью)

· характером растворителя: молекула воды полярна, т.е. является диполем

Таким образом, электролитической диссоциациейназывают процесс распадаионных или полярных соединений на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Механизм электролитической диссоциации.

Теорию Аррциуса значительно развили русские ученые И.А.Каблуков и В.А. Кистяковский, они доказали, что при растворении электролита происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы, т.е. в растворе находятся гидратированные ионы.

Легче всего диссоциация вещества с ионной связью. Последовательность процессов происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей, щелочей) будет такой:

· ориентация молекул диполей воды около ионов кристалла

· гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла

· диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

С учетом гидратации ионов уравнение диссоциации выглядит так:

Na®NaCI + X H3O ⁺ n • H3O + CI ^– n • H3O

Так как состав гидратированных ионов не всегда постоянен, уравнение записывают сокращенно:

Na®NaCI ⁺ + CI^-

Аналогично происходит и процесс диссоциации веществ с полярной связью, последовательность происходящих процессов следующая:

· ориентация молекул воды вокруг полюсов молекулы электролита

· гидратация (взаимодействие) молекулы воды с молекулами электролита

· ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную)

· диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

HCI + H₂ H®O ₃O⁺+ CI^-

H®HCI ⁺ + CI^-

В процессе диссоциации ион водорода в свободном виде не встречается, только в виде иона гидроксония H₃O⁺.

Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации.

.a. Степень диссоциации зависит от ряда факторов: природа электролита и растворителя, концентрация электролита в растворе, температура (в большинстве случаев электролитическая диссоциация - эндотермический процесс, поэтому увеличение температуры приводит к незначительному возрастанию значения aЭлектролитическая диссоциация – равновесный процесс, т.е. одновременно с процессом ионизации происходит и моляризация (соединение ионов в молекулы). Для количественной характеристики равновесия процесса ионизации было введено понятие степени диссоциации

Для растворов с молярной концентрацией См = 0,1 моль/л в зависимости от величины степени диссоциации существуют следующие условные границы силы электролитов:

aдля сильных электролитов - > 30 %

aдля слабых электролитов - < 3 %

для электролитов средней силы – 3 % < a < 30 %

Сильные электролиты в водных растворах полностью диссоциируют на ионы. Их диссоциация происходит необратимо:

HNO₃ H®⁺ + NO₃^-

Слабые электролиты в водном растворе диссоциируют частично, т.к. их диссоциация является обратимым равновесным процессом, что и отражается знаком обратимости в уравнениях диссоциации:

СНСООН ═ СНСОО^- + Н⁺

Применительно к водным растворам сильными электролитами являются:

1. Сильные кислоты:

HCI, HBr, HY, H₂SO₄, HNO3, HСIO₄, HMnO₄

2. Сильные основания (щелочи):

гидроксиды щелочных (группа IA) и щелочноземельных металлов (группа IIA периодической системы, кроме гидроксидов Be(OH)₂, Mg(OH)₂).

3. Большинство растворимых солей(исключения: Fe (SCN)_3, Mg(CN)_2, HgCI_2, Hg(CN)₂ и др.)

К слабым электролитам относятся:

1. Слабые кислоты:

H₂CO₃, H₂S, H₃BO₃, HCN, HNO2, H₃PO₄, H3SO3, H₂SiO₃ и большинство органических кислот.

2. Слабые основания и амфотерные гидроксиды металлов: Be(OH)₂, Mg(OH)2, Fe(OH)2,Zn(OH)2, гидроксид аммония NH5OH, а также органические основания – амины (CH₃NH₂ ) и амфолиты (H₃N⁺CH₂COO^-) .

3. = 2 ∙10aОчень слабым электролитом является вода, ^-9.

Необходимо отметить, что между силой электролита и его растворимостью нет прямой связи. Хорошо растворимые в воде вещества могут быть сильными электролитами (HCl, NaOH, NaCl), слабыми электролитами (CH₃COOH, NH₄OH), неэлектролитами (C₂H₅OH, C₆H₁₂O₆)_. С другой стороны, некоторые соли плохо растворимы в воде, например в 1 л воды растворяется только 2 мг BaSO₄, но все это количество соли существует в растворе только в виде ионов, поэтому BaSO₄ - сильный электролит.

Для характеристики силы электролита неудобно использовать только величину степени диссоциации, т.к. для этого необходимо иметь растворы одинаковых концентраций. Количественной характеристикой процесса диссоциации слабых электролитов является константа диссоциации.

CH4COOÛCH4COOH⁺+ H^-

В растворах слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Это равновесие количественно характеризуется константой равновесия, которая применительно к процессу диссоциации называется константой диссоциации:

Н[⁺СН3СОО[•]^-]

]СН3СООН[Кдисс =

Константа диссоциации электролита не зависит от концентрации раствора, но зависит от температуры, а также от природы растворенного вещества и растворителя и при данных условиях является постоянной величиной. Кдисс показывает отношение концентрации ионов в растворе слабого электролита к концентрации недиссоциированных молекул. У сильных электролитов константа диссоциации отсутствует.

Константа диссоциации слабых электролитов является мерой их силы: чем меньше значение константы, тем слабее электролит.

Закон разбавления Оствальда.

С изменением концентрации слабого электролита его степень диссоциации изменяется таким образом, что значение константы диссоциации остается постоянным.

Математически зависимость между степенью диссоциации, константой диссоциации и концентрацией раствора выражается законом разбавления Оствальда.

Пусть некоторая слабая кислота НА диссоциирует по схеме:

НÛНА⁺ + А^-

- молярная концентрация (См) электролита в растворе.]НА[

Н[⁺ = С]_м - молярная концентрация ионов водорода.a∙

Н[⁺А[ = ]^- = С]_м a∙

С_м ) - концентрация недиссоциированных молекул.a∙ (1-

[Н⁺[]А^-]С_м ∙ a ∙ С_м∙ aa² ∙ С_м

= С]НА[Кд = _м)a) = (1-a(1-

1 выражение упрощается:<aПри значениях

aКдисс = ² ∙ С_м

возрастает.aИз данного выражения видно, что при разбавлении раствора, т.е. при уменьшении его концентрации (См) степень диссоциации

Закон Оствальда:

С увеличением разведения (уменьшением концентрации электролита) степень диссоциации электролита возрастает.

aЗная характеристики и Кдисс можно рассчитать концентрацию ионов в растворах электролитов:

С_{м иона} = С_{м эл-та} ∙ na∙

= 1, поэтомуaдля сильного электролита

С_{м иона} = С_{м эл-та}∙ n

= √ Кaдля слабого электролита _дисс/С_м, поэтому

С_{м иона} = √ С_{м эл-та}∙ К_дисс ∙ n,

где n – число ионов данного типа, образовавшихся при диссоциации одной молекулы электролита.

Основания - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической диссоциации, основания - сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH₄⁺) и гидроксид - анионы OH^-).

Классификация. Растворимые в воде (щёлочи) и нерастворимые. Амфотерные основания проявляют также свойства слабых кислот.

Получение

1. Реакции активных металлов ( щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:

2Na + 2H₂O ® 2NaOH + H₂­

Ca + 2H₂O ® Ca(OH)₂ + H₂­

2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:

BaO + H₂O ® Ba(OH)₂

3. Электролиз водных растворов солей

2NaCl + 2H₂O ® 2NaOH + H₂­ + Cl₂­

Химические свойства

ОКСИДЫ

Классификация

Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Получение

1. Взаимодействие простых и сложных веществ с кислородом:

2Mg + O₂ ® 2MgO

4P + 5O₂ ® 2P₂O₅

S + O₂ ® SO₂

2CO + O₂ ® 2CO₂

2CuS + 3O₂ ® 2CuO + 2SO₂

CH₄ + 2O₂ ® CO₂ + 2H₂O

4NH₃ + 5O₂ –^кат.® 4NO + 6H₂O

2. Разложение некоторых кислородсодержащих веществ (оснований, кислот, солей) при нагревании:

Cu(OH)₂ –^t°® CuO + H₂O

(CuOH)₂CO₃ –^t°® 2CuO + CO₂ + H₂O

2Pb(NO₃)₂ –^t°® 2PbO + 4NO₂ + O₂

2HMnO₄ –^{t°;H2SO4(конц.)}® Mn₂O₇ + H₂O

Химические свойства

Кислоты. Классификация кислот. Химические свойства.

Слова "кислота" и "кислый" не зря имеют общий корень. Растворы всех кислот на вкус кислые. Это не означает, что раствор любой кислоты можно пробовать на язык – среди них встречаются очень едкие и даже ядовитые. Но такие кислоты как уксусная (содержится в столовом уксусе), яблочная, лимонная, аскорбиновая (витамин С), щавелевая и некоторые другие (эти кислоты содержатся в растениях) знакомы вам именно своим кислым вкусом.

В этом параграфе мы рассмотрим только важнейшие неорганические кислоты, то есть такие, которые не синтезируются живыми организмами, но играют большую роль в химии и химической промышленности.

Все кислоты, независимо от их происхождения, объединяет общее свойство – они содержат реакционноспособные атомы водорода. В связи с этим кислотам можно дать следующее определение:

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: