Какие электролиты называют сильными и слабыми. 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 электролиты, их характеристика;

Все вещества можно разделить на электролиты и неэлектролиты. К электролитам относятся вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток (например, водные растворы или расплавы KCl, H₃PO₄, Na₂CO₃). Вещества неэлектролиты при расплавлении или растворении электрический ток не проводят (сахар, спирт, ацетон и др.).

Электролиты подразделяются на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворах или расплавах полностью диссоциируют на ионы. При написании уравнений химических реакций это подчеркивается стрелкой в одном направлении, например:

К сильным электролитам относятся вещества с гетерополярной или ионной кристаллической структурой (таблица 1.1).

Таблица 1.1 Сильные электролиты

Слабые электролиты на ионы распадаются лишь частично. Наряду с ионами в расплавах или растворах данных веществ присутствуют в подавляющем большинстве недиссоциированные молекулы. В растворах слабых электролитов параллельно с диссоциацией протекает обратный процесс – ассоциация, т.е соединение ионов в молекулы. При записи уравнения реакции это подчеркивается двумя противоположно направленными стрелками.

К слабым электролитам относятся вещества с гомеополярным типом кристаллической решетки (таблица 1.2).

Таблица 1.2 Слабые электролиты

Равновесное состояние слабого электролита в водном растворе количественно характеризуют степенью электролитической диссоциации и константой электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации α представляет собой отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита:

Степень диссоциации показывает, какая часть от общего количества растворенного электролита распадается на ионы и зависит от природы электролита и растворителя, а также от концентрации вещества в растворе, имеет безразмерную величину, хотя обыкновенно ее выражают в процентах. При бесконечном разбавлении раствора электролита степень диссоциации приближается к единице, что соответствует полной, 100%-ной, диссоциации молекул растворенного вещества на ионы. Для растворов слабых электролитов α

В общем виде обратимую химическую реакцию можно представить как:

Скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих частиц в степенях их стехиометрических коэффициентов. Тогда для прямой реакции

а скорость обратной реакции

В некоторый момент времени скорости прямой и обратной реакции выровняются, т.е.

Такое состояние называют химическим равновесием. Отсюда

Сгруппировав постоянные величины с одной стороны, а переменные- с другой стороны, получим:

Таким образом, для обратимой химической реакции в состоянии равновесия произведение равновесных концентраций продуктов реакции в степенях их стехиометрических коэффициентов, отнесенное к такому же произведению для исходных веществ есть величина постоянная при данных температуре и давлении. Численное значение константы химического равновесия К не зависит от концентрации реагирующих веществ. Например, константу равновесия диссоциации азотистой кислоты в соответствии с законом действия масс можно записать в виде:

.

Величину К_а называют константой диссоциации кислоты, в данном случае азотистой.

Аналогично выражается и константа диссоциации слабого основания. Например, для реакции диссоциации аммиака:

.

Величину К_b называют константой диссоциации основания, в данном случае аммиака. Чем выше константа диссоциации электролита, тем сильнее электролит диссоциирует и тем выше концентрации его ионов в растворе при равновесии. Между степенью диссоциации и константой диссоциации слабого электролита существует взаимосвязь:

Это математическое выражение закона разбавления Оствальда: при разбавлении слабого электролита степень его диссоциации увеличивается.Для слабых электролитов при К≤1∙ 10 -4 и С ≥0,1 моль/л используют упрощенное выражение:

К= α 2 ∙С или α

Пример1. Вычислите степень диссоциации и концентрацию ионов [OH – ] и [ NH₄ + ] в 0,1 М растворе гидроксида аммония, если К _NH4OH =1,76∙10 -5

Так как электролит является достаточно слабым (К _NH4OH =1,76∙10 –5 – 4 ) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

или 1,33%

Концентрация ионов в растворе бинарного электролита равна C∙α, так как бинарный электролит ионизирует с образованием одного катиона и одного аниона, то[OH – ] = [ NH₄ + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (моль/л).

Ответ: α=1,33 %; [OH – ] = [ NH₄ + ]=1,33∙10 -3 моль/л.

Теория сильных электролитов

Сильные электролиты в растворах и расплавах полностью диссоциируют на ионы. Однако экспериментальные исследования электропроводности растворов сильных электролитов показывают, что ее величина несколько занижена по сравнению с той электропроводностью, которая должна бы быть при 100 % диссоциации. Такое несоответствие объясняется теорией сильных электролитов, предложенной Дебаем и Гюккелем. Согласно этой теории, в растворах сильных электролитов между ионами существует электростатическое взаимодействие. Вокруг каждого иона образуется “ионная атмосфера” из ионов противоположного знака заряда, которая тормозит движение ионов в растворе при пропускании постоянного электрического тока. Кроме электростатического взаимодействия ионов, в концентрированных растворах нужно учитывать ассоциацию ионов. Влияние межионных сил создает эффект неполной диссоциации молекул, т.е. кажущейся степени диссоциации. Определенная на опыте величина α всегда несколько ниже истинной α. Например, в 0,1 М растворе Na₂SO₄ экспериментальная величина α =45 %. Для учета электростатических факторов в растворах сильных электролитов пользуются понятием активности (а). Активностью иона называют эффективную или кажущуюся концентрацию, согласно которой ион действует в растворе. Активность и истинная концентрация связаны между собой выражением:

,

где f – коэффициент активности, который характеризует степень отклонения системы от идеальной из-за электростатических взаимодействий ионов.

Коэффициенты активности ионов зависят от величины µ, называемой ионной силой раствора. Ионная сила раствора является мерой электростатического взаимодействия всех ионов, присутствующих в растворе и равнаполовине суммы произведений концентраций (с) каждого из присутствующих в растворе ионов на квадрат его зарядового числа (z):

.

В разбавленных растворах (µ -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c и коэффициент активности равен 1. Это означает, что электростатические взаимодействия практически отсутствуют. В очень концентрированных растворах (µ>1М) коэффициенты активности ионов могут быть больше единицы. Связь коэффициента активности с ионной силой раствора выражается формулами:

при µ -2

при 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z 2 µ при 0,1 С – концентрационная константа равновесия.

Значение К С зависит не только от температуры, природы растворителя и давления, но и от ионной силы m. Так как термодинамические константы зависят от наименьшего числа факторов то, следовательно, являются наиболее фундаментальными характеристиками равновесия. Поэтому в справочниках приводятся именно термодинамические константы. Величины термодинамических констант некоторых слабых электролитов приведены в приложении данного пособия.

Пример2. Вычислите ионную силу, коэффициенты активности и активности ионов в 0,01 M растворе Fe(NO₃)₃.

Решение: Поскольку с(Fe 3+ ) = 0,01 моль/л; с(NO₃ – ) = 0,03 моль/л, то

= -0,886;

= -0,098.

Следовательно, = 0,13; = 0,80.

Активности ионов соответственно равны:

Ответ: μ=0,06, = 0,13; = 0,80, =0,0013 моль/л, =0,024 моль/л.

С ростом заряда иона коэффициент активности и активность иона уменьшается.

Вопросы для самоконтроля:

1. Что такое идеальная система? Назовите основные причины отклонения реальной системы от идеальной.
2. Что называют степенью диссоциации электролитов?
3. Приведите примеры сильных и слабых электролитов.
4. Какая взаимосвязь существует между константой диссоциации и степенью диссоциации слабого электролита? Выразите её математически.
5. Что такое активность? Как связаны активность иона и его истинная концентрация?
6. Что такое коэффициент активности?
7. Как влияет заряд иона на величину коэффициента активности?
8. Что такое ионная сила раствора, ее математическое выражение?
9. Запишите формулы для расчета коэффициентов активности индивидуальных ионов в зависимости от ионной силы раствора.
10. Сформулируйте закон действия масс и выразите его математически.
11. Что такое термодинамическая константа равновесия? Какие факторы влияют на ее величину?
12. Что такое концентрационная константа равновесия? Какие факторы влияют на ее величину?
13. Как связаны термодинамическая и концентрационная константы равновесия?
14. В каких пределах могут изменяться величины коэффициента активности?
15. В чем заключаются основные положения теории сильных электролитов?

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.

Источники:

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

http://studopedia.su/12_32188_silnie-i-slabie-elektroliti-ih-harakteristika.html

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