![]() Главная страница Случайная страница КАТЕГОРИИ: АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника |
Тема7 Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Ионное произведение воды. Гидролиз
Электролитическая диссоциация – распад молекул на ионы в растворе или расплаве. Электролитическая диссоциация соединений разных классов: кислот HNO3 = H+ + NO3– HCl = H+ + Cl– СН3СООН = H+ + CН3СОО– H2SO4 (разб.) = 2H+ + SO42− многоосновных кислот ступенчато, в основном по первой ступени: H3РО4 = H+ + H2РО4– (первая ступень) H2РО4– = H+ + HРО42– (вторая ступень) HРО42– = H+ + РО43– (третья ступень) H2SO4 (конц.) H+ + =HSO4− HSO4− = H+ + SO42− оснований NaOH = Na+ + OH– многокислотных оснований ступенчато, в основном по первой ступени Ва(OH)2=ВаOH++OH–(первая ступень) ВаOH+ ⇄ Ва2+ + OH– (вторая ступень) амфотерных оснований как оснований (в кислой среде): Al(OH)3↓ = Al(OH)2+ + +OH− Al(OH)2+ = Al(OH)2+ + + OH− Al(OH)2+ = Al3+ + OH− как кислот (в щелочной среде): H3AlO3↓ = H2AlO3− + H+ H2AlO3− = HAlO32− + H+ HAlO32− = AlO33− + H+ В щелочной среде из амфотерных гидроксидов Al(OH)3, Cr(OH)3, Zn(OH)2 образуются комплексные гидроксиды Na[Al(OH)4, Na3[Cr(OH)6], Na2[Zn(OH)4] всех солей растворимых в воде – практически полностью, из них: средних солей Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 2SO42– кислых солей ступенчато, в основном по 1 ступени NaHCO3 = Na+ + HCO3– (первая ступень) HCO3– = H+ + CO32– (вторая ступень) основных солей ступенчато, в основном по 1 ступени CuOHCl = CuOH+ + Cl– (первая ступень) CuOH+ = Cu+2 + OH– (вторая ступень) двойных солей KAl(SO4)2 = K+ + Al3+ + 2SO42–. комплексных солей Na2[Zn(OH)4] = 2Na+ + [Zn(OH)4)]2–. Степень диссоциации (α) – отношение числа молекул электролита распавшихся на ионы к общему числу его молекул в растворе. Понятие степени диссоциации неприменимо к сильным электролитам. Электролиты – вещества, которые в расплавах или растворах в заметной степени распадаются на ионы (положительные катионы и отрицательные анионы) и проводят электрический ток (проводники второго рода, ионная проводимость). Неэлектролиты – не распадаются на ионы, их растворы не проводят ток. Сильные электролиты – вещества, диссоциирующие в растворах полностью:
Слабые электролиты – вещества, диссоциирующие частично, в их растворах устанавливается равновесие между молекулами и ионами. a< 3% Н2О, СН3СООН, H2C2O4; a=3 ÷ 30% – кислоты H2CО3, H2SО3, HNO2, CH3CООH, гидроксиды аммония NH4OH и металлов, кроме щелочей. О силе электролита судят по электропроводности его растворов и по химической активности в реакциях: чем выше электропроводность и активнее участие в реакциях, тем больше ионов в растворе и тем выше сила электролита. Сила оснований и кислот связана со степенью их диссоциации. Сильные основания и кислоты имеют высокую степень диссоциации (α ≈ 1), образуют в растворе много ионов, поэтому являются сильными электролитами (хорошо проводят ток) и активно взаимодействуют в химических реакциях. Слабые основания и кислоты – диссоциируют в незначительной степени (α «1), являются слабыми электролитами (плохо проводят ток), не активно ведут себя в реакциях. Не следует путать понятия «сила» и «растворимость» оснований и кислот. Например, гидроксид аммония NH4OH растворим в воде но не является щелочью, это слабое основание, в растворе находится преимущественно в виде недиссоциированных молекул, неактивно реагирует с кислотами. Гидроксид кальция Са(ОН)2 – плохо растворим в воде, но перешедшие в воду молекулы полностью диссоциированы, Са(ОН)2 активно реагирует с кислотами и является сильным основанием. Гидроксид кальция, вернее его растворенная в воде часть (тривиальное название известковая вода) является щелочью. Следует напомнить, что сказанное выше о диссоциации относится к растворам электролитов. Количество ионов труднорастворимых сильных электролитов, таких как многокислотные основания Mg(OH)2, Са(OH)2 и солей ВаSO4, СаСО3, в растворах мало и зависит от ПР этих соединений. Константа диссоциации (Кдис) – константа равновесия процесса диссоциации, количественная характеристика слабых электролитов, не зависит от концентрации раствора. NH4OH ⇄ NH4++ OH– Показатель константы диссоциации: PК = – lg Кдис. Закон разбавления Оствальда связывает константу и степень диссоциации:
Если α значительно меньше 1, уравнение закона Оствальда упрощается:
Для бинарного слабого электролита [К+]=[Аn–]= Например: для слабого основания NH4OH [NH4+]=[OH–]= для слабой кислоты НСlO [H+]=[СlO–]= Изменение условий смещает равновесие процесса диссоциации: разбавление раствора усиливает диссоциацию, добавка одноименного иона, (т.е. увеличение концентрации одного из ионов) подавляет диссоциацию электролита. Пример 1 Напишите уравнение электролитической диссоциации муравьиной кислоты и найдите концентрацию ионов Н+ и НСОО- в водном растворе, молярность которого составляет См=0, 01моль/л, а константа диссоциации Кдис =1, 810-4.
|