Химия сильные и слабые электролиты. Слабые электролиты

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. СЛАБЫЕ И СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

ВВЕДЕНИЕ

Предлагаемые методические указания предназначены для студентов технических специальностей, изучающих общую химию.

Цель данных методических указаний – помочь студентам изучить основные положения теории электролитической диссоциации, характер диссоциации воды, кислот, оснований, солей в воде, понятие степень и константа диссоциации электролитов, понятие ионного произведения воды, водородного показателя среды, механизм процесса гидролиза, освоить понятие степени и константы гидролиза, факторы, влияющие на смещение равновесия реакций гидролиза солей.

В методические указания включены краткие теоретические положения изучаемой темы, типовые примеры, индивидуальные задания для самостоятельной работы, а также вопросы для самоподготовки.

ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ ПОДГОТОВКИ

1. Какие вещества относятся к группе электролитов? Механизм распада электролитов на ионы.

2. Диссоциация кислот, основания, солей (средних, основных, кислых, двойных). Ступенчатая диссоциация.

3. Степень и константа электролитической диссоциации. Зависимость их от различных факторов. Состояние сильных и слабых электролитов в растворах. Закон Оствальда.

4. Реакции обмена в растворах электролитов. Направление протекания реакций ионного обмена. Составление уравнений реакций обмена в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

5. Произведение растворимости. Условия, необходимые для образования осадка и его растворения.

6. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Понятие о водородном показателе среды (рН). Методы определения рН среды.

7. Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза солей. Механизм гидролиза солей разных групп: по катиону, по аниону, по катиону-аниону.

8. рН растворов солей различных типов.

9. Составление уравнений гидролиза солей в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

10. Понятия степени и константы гидролиза. Расчёт данных величин.

11. Влияние на равновесие реакции гидролиза внешних факторов (разбавления, температуры, рН среды).

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1. Задачи и упражнения по общей химии. /Под ред. Н.В. Коровина. М.: Высшая школа, 2004 г.

2. Коровин Н.В. Общая химия. М.: Высшая школа, 1998 г.

3. Коровин Н.В., Мингулина Э.И., Рыжова Н.Г. Лабораторные работы по химии. М.: Высшая школа, 1998 г.

4. Лабораторный практикум по общей химии. / Под ред. А.А. Таперовой. М.: Высшая школа, 1976 г.

5. Павлов Н.Н. Неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1986г.

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. СЛАБЫЕ И СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Большинство химических реакций протекают в растворах. Наиболее универсальным растворителем является вода, что объясняется её уникальными физико-химическими свойствами, большой химической активностью и доступностью.

При растворении в воде, как в одном из полярных растворителей, вещества претерпевают значительные изменения, в ряде случаев это проявляется в электрической проводимости.

Химически чистая вода практически не проводит электрический ток. Водные растворы большинства органических соединений (спиртов, альдегидов, кетонов, углеводов) также не проводят ток. Растворы же большинства неорганических соединений (солей, кислот, оснований) электропроводны.

Вещества придают раствору электропроводимость, если они состоят из ионов или из молекул, способных при растворении распадаться на ионы. Такие соединения называются электролитами. Вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

Проводимость электролитов определяется подвижностью ионов и принципиально отличается от проводимости металлов. Электролиты считаются проводниками второго рода.

Процесс распада вещества на ионы называют электролитической диссоциацией. При растворении электролита диполи воды за счёт ориентационного или ион-дипольного взаимодействия притягиваются к полярным молекулам или к ионам растворяемого вещества. Полярные молекулы в силовом поле окружающих их диполей растворителя поляризуются, и вследствие сильного смещения связывающих электронов связь становится ионной. Происходит ионизация молекулы, а затем диссоциация с образованием свободных ионов. Подготовительным этапом электролитической диссоциации является сольватация вещества – взаимодействие частиц растворителя с растворяющемся веществом. Если растворителем является вода, процесс сольватации называется гидратацией.

В результате диссоциации образуются катионы (положительно заряженные ионы) и анионы (отрицательно заряженные ионы), суммарный заряд которых равен нулю. Каждый ион в водном растворе окружён гидратной оболочкой, состоящей из молекул воды, чтобы показать её наличие в уравнение вводят aq: NaCl = Na + (aq) + Cl ˉ (aq). Однако для удобства в уравнении воду можно не указывать:

NaCl = Na + + Cl ˉ .

Сильные электролиты диссоциируют полностью и в растворе находятся в виде ионов. Процесс диссоциации сильного электролита принято считать необратимым.

ПРИМЕР 1. Определите концентрацию ОН − в 0,05 М растворе Ва(ОН)₂.

РЕШЕНИЕ. Составляем уравнение диссоциации Ва(ОН)₂:

Согласно уравнению реакции,

из 1 моль Ва(ОН)₂ образуется 2 моль ОН − ,

тогда из 0,05 моль Ва(ОН)₂ образуется х моль ОН − .

Вещества, диссоциирующие незначительно, являются слабыми электролитами, и в растворах в основном представлены молекулами и только частично ионами.

Сила электролита, его способность распадаться на ионы, может быть охарактеризована при помощи степени диссоциации (α). Эта величина показывает отношение молярной концентрации продиссоциировавших молекул (С_Д) к исходной молярной концентрации растворённых молекул (С).

(1)

Степень диссоциации может быть выражена в долях или процентах.

Степень диссоциации сильных электролитов принимает значения от 100% до 33%, при α + + NO₂ – . В виду обратимости диссоциация таких электролитов подчиняется принципу Ле-Шателье. Одним из способов повышения диссоциации слабого электролита является разбавление раствора. Уменьшение степени диссоциации может быть вызвано добавлением в раствор электролита одноимённых ионов. Так, при добавлении к раствору уксусной кислоты её соли (например, ацетата натрия), повышается концентрация ацетат-ионов и равновесие процесса СН₃СООН ↔ СН₃СОО − + Н + смещается влево. Уксусная кислота будет находится в растворе преимущественно в виде молекул.

Равновесие реакции диссоциации слабых электролитов характеризуется константой равновесия – константой диссоциации (К_Д):

(2)

где [H + ], [NO₂ – ] – равновесные концентрации ионов, моль/л;

[HNO₂] – равновесная концентрация недиссоциировавших молекул, моль/л.

Электролит считается сильным, если К_Д > 10 -2 .

Значение константы диссоциации не зависит от концентрации электролита, а зависит от его природы и температуры.

Таким образом, диссоциирующая способность слабого электролита описывается двумя величинами – степенью и константой диссоциации. Две эти характеристики связаны законом разбавления, установленным В. Оствальдом (1888г.): степень диссоциации слабого электролита увеличивается при разбавлении раствора обратно пропорционально корню квадратному из его молярной концентрации.

(3)

где С – молярная концентрация раствора.

Если α − в 0,01 М растворе гидроксида аммония (К_Д (NH₄OH) = 1,77 . 10 –5 ).

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

Слабые электролиты

Содержание

1. Процесс диссоциация
2. Слабые электролиты
3. Что мы узнали?

Бонус

• Тест по теме

Процесс диссоциация

Электролитическая диссоциация – процесс распада молекул на ионы – положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Заряженные частицы переносят электрический ток. Электролитическая диссоциация возможна только в растворах и расплавах.

Движущей силой диссоциации является распад ковалентных полярных связей под действием молекул воды. Полярные молекулы оттягиваются водными молекулами. В твёрдых веществах разрушаются ионные связи в процессе нагревания. Высокие температуры вызывают колебания ионов в узлах кристаллической решётки.

Рис. 1. Процесс диссоциации.

Вещества, которые легко распадаются на ионы в растворах или в расплавах и, следовательно, проводят электрический ток, называются электролитами. Неэлектролиты не проводят электричество, т.к. не распадаются на катионы и анионы.

В зависимости от степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты. Сильные растворяются в воде, т.е. полностью, без возможности восстановления распадаются на ионы. Слабые электролиты распадаются на катионы и анионы частично. Степень их диссоциации меньше, чем у сильных электролитов.

Степень диссоциация показывает долю распавшихся молекул в общей концентрации веществ. Она выражается формулой α = n/N.

Рис. 2. Степень диссоциации.

Слабые электролиты

Список слабых электролитов:

• разбавленные и слабые неорганические кислоты – H₂S, H₂SO₃, H₂CO₃, H₂SiO₃, H₃BO₃;
• некоторые органические кислоты (большинство органических кислот – неэлектролиты) – CH₃COOH, C₂H₅COOH;
• нерастворимые основания – Al(OH)₃, Cu(OH)₂, Fe(OH)₂, Zn(OH)₂;
• гидроксид аммония – NH₄OH.

Рис. 3. Таблица растворимости.

Реакция диссоциации записывается с помощью ионного уравнения:

• HNO₂ ↔ H + + NO₂ – ;
• H₂S ↔ H + + HS – ;
• NH₄OH ↔ NH₄ + + OH – .

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

• H₂CO₃ ↔ H + + HCO₃ – ;
• HCO₃ – ↔ H + + CO₃ 2- .

Нерастворимые основания также распадаются поэтапно:

• Fe(OH)₃ ↔ Fe(OH)₂ + + OH – ;
• Fe(OH)₂ + ↔ FeOH 2+ + OH – ;
• FeOH 2+ ↔ Fe 3+ + OH – .

Воду относят к слабым электролитам. Вода практически не проводит электрический ток, т.к. слабо распадается на катионы водорода и анионы гироксид-иона. Образовавшиеся ионы обратно собираются в молекулы воды:

Если вода легко проводит электричество, значит, в ней есть примеси. Дистиллированная вода неэлектропроводная.

Диссоциация слабых электролитов обратима. Образовавшиеся ионы вновь собираются в молекулы.

Что мы узнали?

К слабым электролитам относятся вещества, частично распадающиеся на ионы – положительные катионы и отрицательные анионы. Поэтому такие вещества плохо проводят электрический ток. К ним относятся слабые и разбавленные кислоты, нерастворимые основания, малорастворимые соли. Наиболее слабый электролит – вода. Диссоциация слабых электролитов – обратимая реакция.

Химия сильные и слабые электролиты. 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.

Источники:

http://studopedia.ru/10_145472_elektroliticheskaya-dissotsiatsiya-slabie-i-silnie-elektroliti.html

http://obrazovaka.ru/himiya/slabye-elektrolity.html

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