Сильные и слабые вещества. Как определить сильные и слабые электролиты

Сильные и слабые электролиты

Диссоциация электролита количественно характеризуется степенью диссоциации. Степень диссоциации a – это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы N_дисс., к общему числу молекул растворенного электролита N:

a =

a – доля молекул электролита, распавшихся на ионы.

Степень диссоциации электролита зависит от многих факторов: природы электролита, природы растворителя, концентрации раствора, температуры.

По способности к диссоциации электролиты условно разделяют на сильные и слабые. Электролиты, которые в растворе существуют только в виде ионов, принято называть сильными. Электролиты, которые в растворенном состоянии находятся частично в виде молекул и частично в виде ионов, называются слабыми.

К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты: H₂SO₄, HNO₃, HCl, HI, HClO₄, гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (см. прил., табл. 6).

Процесс диссоциации сильных электролитов идет до конца:

HNO₃ = H + + NO₃ – , NaOH = Na + + OH – ,

и в уравнениях диссоциации ставятся знаки равенства.

Применительно к сильным электролитам понятие «степень диссоциации» носит условный характер. «Кажущаяся» степеньдиссоциации (a_каж) ниже истинной (см. прил., табл. 6). С увеличением концентрации сильного электролита в растворе усиливается взаимодействие разноименно заряженных ионов. При достаточном приближении друг к другу они образуют ассоциаты. Ионы в них разделены слоями полярных молекул воды, окружающих каждый ион. Это сказывается на уменьшении электропроводности раствора, т.е. создается эффект неполной диссоциации.

Для учета этого эффекта введен коэффициент активности g, который уменьшается с возрастанием концентрации раствора, изменяясь в пределах от 0 до 1. Для количественного описания свойств растворов сильных электролитов пользуются величиной, называемой активностью (a).

Под активностью иона понимают ту эффективную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях.

Активность иона (a) равна его молярной концентрации (С), умноженной на коэффициент активности (g):

Использование активности вместо концентрации позволяет применять к растворам закономерности, установленные для идеальных растворов.

К слабым электролитам относятся некоторые минеральные (HNO₂, H₂SO₃, H₂S, H₂SiO₃, HCN, H₃PO₄) и большинство органических кислот (СН₃СООН, Н₂С₂О₄ и др.), гидроксид аммония NH₄OH и все малорастворимые в воде основания, органические амины.

Диссоциация слабых электролитов обратима. В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. В соответствующих уравнениях диссоциации ставится знак обратимости («). Например, уравнение диссоциации слабой уксусной кислоты записывается так:

В растворе слабого бинарного электролита (КА) устанавливается следующее равновесие, характеризуемое константой равновесия, называемой константой диссоциации К_д:

.

Если в 1 л раствора растворено С молей электролита КА и степень диссоциации равна a, значит, продиссоциировало aС молей электролита и образовалось каждого иона по aС молей. В недиссоциированном состоянии остается (С – aС) молей КА.

Тогда константа диссоциации будет равна:

(6.1)

Так как константа диссоциации не зависит от концентрации, то выведенное соотношение выражает зависимость степени диссоциации слабого бинарного электролита от его концентрации. Из уравнения (6.1) видно, что уменьшение концентрации слабого электролита в растворе приводит к росту степени его диссоциации. Уравнение (6.1) выражает закон разбавления Оствальда.

Для очень слабых электролитов (при a 2 C, или a» (6.2)

Константа диссоциации для каждого электролита постоянна при данной температуре, она не зависит от концентрации раствора и характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем выше К_д, тем в большей степени электролит диссоциирует на ионы. Константы диссоциации слабых электролитов сведены в таблицы (см. прил., табл. 3).

109.201.137.33 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)
очень нужно

Сильные и слабые вещества. Как определить сильные и слабые электролиты

H3PО4⇄Н++H2PО−4 (первая стадия, α₁),

H2PО−4⇄Н++HPО2−4 (вторая стадия, α₂),

НPО2−4⇄Н++PО3−4 (третья стадия, α₃).

По этой причине в растворе данной кислоты концентрация ионов водорода наибольшая, а фосфат-ионов РО3−4 — наименьшая.

1. Растворимость и степень диссоциации вещества между собой не связаны. Например, слабым электролитом является хорошо (неограниченно) растворимая в воде уксусная кислота.

2. В растворе слабого электролита меньше других содержится тех ионов, которые образуются на последней стадии электролитической диссоциации

На степень электролитической диссоциации влияет также добавление других электролитов: например, степень диссоциации муравьиной кислоты

HCOOH ⇄ HCOO − + H +

уменьшается, если в раствор внести немного формиата натрия. Эта соль диссоциирует с образованием формиат-ионов HCOO − :

HCOONa → HCOO − + Na +

В результате в растворе концентрация ионов НСОО– повышается, а согласно принципу Ле Шателье, повышение концентрации формиат-ионов смещает равновесие процесса диссоциации муравьиной кислоты влево, т.е. степень диссоциации уменьшается.

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводностиразбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Здесь — константа диссоциации электролита, — концентрация, и — значения эквивалентной электропроводности при концентрации и при бесконечном разбавлении соответственно. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

где — степень диссоциации.

Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 году и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель рН Вода представляет собой слабый амфотерный электролит: Н2О Н+ + ОН- или, более точно: 2Н2О= Н3О+ + ОН- Константа диссоциации воды при 25оС равна: Такое значение константы соответствует диссоциации одной из ста миллионов молекул воды, поэтому концентрацию воды можно считать постоянной и равной 55,55 моль/л (плотность воды 1000 г/л, масса 1 л 1000 г, количество вещества воды 1000г:18г/моль=55,55 моль, С=55,55 моль: 1 л =55,55 моль/л). Тогда Эта величина постоянная при данной температуре (25оС), она называется ионным произведением воды KW: Диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому с повышением температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье диссоциация усиливается, ионное произведение возрастает и достигает при 100оС значения 10-13. В чистой воде при 25оС концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой: [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой, называются нейтральными. Если к чистой воде прибавить кислоту, концентрация ионов водорда повысится и станет больше, чем 10-7 моль/л, среда станет кислой, при этом концентрация ионов гидроксила мгновенно изменится так, чтобы ионное произведение воды сохранило свое значение 10-14. Тоже самое будет происходить и при добавлении к чистой воде щелочи. Концентрации ионов водорода и гидроксила связаны между собой через ионное произведение, поэтому, зная концентрацию одного из ионов, легко вычислить концентрацию другого. Например, если [H+] = 10-3 моль/л, то [OH-] = KW/[H+] = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л, или, если [OH-] = 10-2 моль/л, то [H+] = KW/[OH-] = 10-14/10-2 = 10-12 моль/л. Таким образом, концентрация ионов водорода или гидроксила может служить количественной характеристикой кислотности или щелочности среды. На практике пользуются не концентрациями ионов водорода или гидроксила, а водородным рН или гидроксильным рОН показателями. Водородный показатель рН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода: рН = – lg[H+] Гидроксильный показатель рОН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов гидроксила: рОН = – lg[OH-] Легко показать, прологарифмировав ионное произведение воды, что рН + рОН = 14 Если рН среды равен 7 – среда нейтральная, если меньше 7 – кислая, причем чем меньше рН, тем выше концентрация ионов водорода. pН больше 7 – среда щелочная, чем больше рН, тем выше концентрация ионов гидроксила.

Сильные и слабые электролиты — степень диссоциации

Электролиты — вещества, расплавы или растворы которых могут проводить электрический ток.

Неэлектролиты — вещества, расплавы или растворы которых не могут проводить электрический ток.

Диссоциация и степень диссоциации

Диссоциация — это распад соединений на ионы.

Степень диссоциации (α) — это отношения числа продиссоциировавших, то есть распавшихся на ионы молекул к их общему числу растворенных молекул.

Формула:

Стрелкой → обозначают распад соединений на ионы.

Стрелкой ← обозначают обратный процесс.

Сильные электролиты

Сильные электролиты — это вещества, которые при растворении в воде почти полностью диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации ставят знак равенства (=) для сильных электролитов.

К сильным электролитам относятся:

• Многие неорганические кислоты, такие как: H2SO4, HNO3, HClO3, HMnO4, HClO4, HBr, HCl, HI.
• Основания щелочноземельных (Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2) и щелочных (KOH, NaOH, LiOH) металлов.
• Растворимые соли.

Слабые электролиты

Слабые электролиты — это такие вещества, которые только частично диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации ставят знак обратимости (⇄) для слабых электролитов.

К слабым электролитам относятся:

• Вода и практически все органические кислоты.
• Некоторые неорганические кислоты: H3PO4, H2SiO3, H2S, H3PO4, HNO2, H2CO3.
• Нерастворимые гидроксиды металлов: Zn(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2.

Сильные и слабые электролиты

Как различить сильные и слабые электролиты? Сильные электролиты в растворах почти полностью диссоциированы. К данной группе в большой степени относятся соли, сильные кислоты и щелочи. Слабые электролиты включают слабые основания и кислоты, а также некоторые соли, цианид ртути (II), хлорид ртути (II), иодид кадмия и роданид железа (II).

Степень диссоциации, сильные и слабые электролиты — видео

Источники:

http://studopedia.ru/18_2824_silnie-i-slabie-elektroliti.html

http://studfile.net/preview/6180791/page:20/

Сильные и слабые электролиты — степень диссоциации