Слабые электролиты константа и степень диссоциации закон разведения оствальда реферат

Обновлено: 30.06.2024

Согласно теории электролитической диссоциации (1883-1887) шведского ученого Сванте Августа Аррениуса, электролиты в растворах распадаются (диссоциируют) на ионы вследствие электростатического взаимодействия с полярными молекулами растворителя.

Cтепень диссоциации α равна отношению числа продиссоциировавших молекул n_дисс к общему числу молекул n_общ:

Степень диссоциации (ионизации) α – это число, показывающее, какая часть от общего количества молекул растворенного электролита распадается на ионы.

Единицы измерения степени диссоциации α – доли единицы, либо проценты.

• Если α = 1 (α = 100%), то все исходные частицы в растворе распались на ионы (n_дисс = n_общ);

[Kt+] и [An–] – равновесные концентрации продуктов диссоциации – ионов Kt+ + An–.

• [KtAn] – равновесная концентрация недиссоциированных молекул KtAn в растворе.

1) Сильные электролиты (α > 30%);

2) Средние электролиты (5% + + An –
В момент равновесия: [Kt + ] = [An – ].

Концентрация недиссоциированных молекул равна: [KtAn] = C(1–α)

Закон разбавления Оствальда:

Степень диссоциации определяется константой диссоциации и концентрацией слабого электролита в растворе.

Рассмотрим равновесные молярные концентрации исходного слабого электролита и образовавшихся катионов и анионов в состоянии химического равновесия:

Молярные концентрации веществ	MA	M +	A −
В начальный момент времени (τ₀)	с₀
К моменту достижения равновесия (τ_равн.)	[MA] = (1−α )с₀	[M + ] = αс₀	[A − ] = αс₀

Данное выражение было впервые выведено немецким физикохимиком В. Оствальдом (закон разбавления Оствальда). Закон разбавления показывает, что степень диссоциации данного слабого электролита зависит от его концентрации и константы диссоциации.

Последняя в данном растворителе и для данного электролита зависит только от температуры.

При очень низкой степени диссоциации (α 2 с₀. В таком приближенном виде уравнение Оствальда чаще всего и используется химиками.

Рассматривая зависимость степени диссоциации от концентрации слабого электролита, мы обнаруживаем, что повышение концентрации ведет к снижению степени диссоциации, а разбавление раствора, наоборот, к ее повышению. При бесконечном разбавлении (когда концентрация электролита стремится к 0) степень диссоциации стремится к 1.

Сила кислот и оснований

Направление смещения кислотно-основного равновесия определятся следующим правилом:

Кислотно-основные равновесия смещены в сторону более слабой кислоты и более слабого основания.

1) Сила кислоты – характеристика кислоты, показывающая, насколько легко кислота отдает протоны молекулам данного растворителя.

Кислота тем сильнее, чем легче она отдает протон, а основание тем сильнее, чем легче оно принимает протон и прочнее его удерживает. Молекула (или ион) слабой кислоты не склонна отдавать протон, а молекула (или ион) слабого основания не склонна его принимать, этим и объясняется смещение равновесия в их сторону.

Так как кислоты могут реагировать с разными основаниями, то соответствующие равновесия будут смещены в ту или иную сторону в разной степени.

Сильная кислота – кислота, реагирующая с избытком воды необратимо.

Слабая кислота – кислота, реагирующая с избытком воды обратимо и, как правило, незначительно.

Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HClO4, HClO3, H2SO4, H2SeO4, HNO3 и некоторые другие.

2) Сила основания – характеристика основания, показывающая, насколько прочно основание связывает протоны, оторванные от молекул данного растворителя.

Основание тем сильнее, чем слабее сопряженная кислота. И наоборот, кислота тем сильнее, чем слабее сопряженное основание.

Как и кислоты, существуют сильные и слабые основания.

Сильное основание – основание, реагирующее с избытком воды необратимо.

Слабое основание – основание, реагирующее с избытком воды обратимо и, как правило, незначительно.

К сильным веществам-основаниям относятся все хорошо растворимые ионные гидроксиды (их называют еще " щелочами " ), так как при их растворении в воде гидроксид-ионы полностью переходят в раствор.

К слабым основаниям относится практически нерастворимые гидроксиды элементов, образующих металлы.

Не обладают основными свойствами анионы Cl , Br , I , HSO4 , NO3 и другие анионы, образующиеся из сильных кислот

Не обладают кислотными свойствами катионы Li , Na , K , Ca2 , Ba2 и другие катионы, входящие в состав сильных оснований.

В зависимости от степени электролитической диссоциации:

- сильные электролиты: практически полностью диссоцириуют на ионы; α> 30%; это почти все водорастворимые соли: НCl HNO₃ KOH NaOH и др.

- слабые электролиты : практически не диссоциируют на ионы; α m+ + mA n-

[K m + ] n и [A n - ] m - молярные равновесные концентрации ионов

[К_nA_m] – молярная равновесная концентрация не продиссоциирующих ионов.

Кд – константа диссоциации.

Данное выражение справедливо для разбавленных растворов слабых электролитов. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее диссоциирует электролит.

Константа диссоциации зависит:

- от природы растворителя и электролита;

- не зависит от концентрации раствора.

Между константой диссоциации и степенью диссоциации есть взаимосвязь.

Закон разбавления Оствальда (сильные электролиты этому закону не подчиняются)

α – степень диссоциации

с – молярная концентрация электролита

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато.

Произведение растворимости.

Кд =[K m + ] n *[A n - ] m это произведение растворимости

Для насыщенного раствора труднорастворимого электролита произведение молярных концентраций ионов есть величина постоянная при данной температуре.

Кд =[Н + ]*[ОН - ]=10 -14 это ионное произведение воды

В чистой воде или в любом водном растворе при постоянной температуре ионное произведение воды – величина постоянная.

В чистой воде концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксогрупп.

[Н + ]*[ОН - ]=10 -7 моль/дм 3

[Н + ]=[ОН - ] - раствор нейтрален

В качестве характеристики среды используют водородный и гидроксильный показатели.

рН =рОН=7 - раствор нейтрален

[H + ]>10 -7 [OH - ] -7 → рOН>7 рН + ] -7 [OH - ]>10 -7 → рOН 7 - среда щелочная

Для определения реакции среды используют иономеры, а приближенное значение можно узнать с помощью индикаторов.

Константа диссоциации, но первой ступени на много порядков выше остальных, так как энергия, затрачиваемая на отрыв одного электрона от нейтральной молекулы меньше, чем энергия отрыва электрона от многозарядного иона на последующих стадиях диссоциации. Значение общей константы диссоциации равно произведению значений всех ступенчатых констант диссоциации. Концентрация молекул N1 IsOI 1, которые… Читать ещё >

Степень и константа электролитической диссоциации ( реферат , курсовая , диплом , контрольная )

Концентрация ионов в растворах зависит от того, насколько полно данный электролит диссоциирует на ионы, что может быть охарактеризовано степенью (а) и константой диссоциации

Степень диссоциации (а) показывает отношение числа продиссоциировавших молекул (ЛГ_дис) к общему числу растворенных молекул (Лц_йщ):

Она может быть выражена в долях единицы или в процентах.

Степень диссоциации зависит от концентрации раствора электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, так как увеличивается число молекул растворителя на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования, а продуктов, т. е. сольватированных ионов. Так, для 1 моль/л водного раствора уксусной кислоты (СН₃СООН) степень диссоциации (а) равна 0,38%, при 100-кратном разбавлении этого раствора — 4,1%, при 10 000-кратном — 30,6%.

Рис 8.7. Зависимость степени электролитической диссоциации от разбавления раствора

Схематически эта зависимость представлена на рис. 8.7.

При увеличении температуры степень диссоциации растет, так как активируются связи в молекулах. Они становятся более подвижными и легче ионизируются.

По степени диссоциации электролиты разделяют на сильные, слабые и средней силы. Принято считать сильными электролитами те, для которых, а > 33%, слабыми — если, а

Константы диссоциации обычно заменяются их десятичными логарифмами, взятыми с обратным знаком:

Степень электролитической диссоциации слабого электролита (а) связана с константой диссоциации (К (закон разбавления Оствальда).

Для слабой одноосновной кислоты НА:

Если общую концентрацию слабого электролита обозначить ©, то равновесные концентрации [Н + ] и [ А - ] равны ас, а концентрация недиссоциированных молекул (НА) будет составлять (с — ас) = с (1 — а). Отсюда.

вторая ступень: третья ступень:

Реакция полной диссоциации:

В случае очень слабых электролитов (а «0,01):

Пример 8.15. Вычислим степень диссоциации, а и равновесную концентрацию ионов водорода [Н + ] в водном растворе уксусной кислоты (СН₃СООН) с концентрацией 0,1 моль/л, если се К_л = 1,75 • 10″ 5

ние 8.8. Зависимость константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водных растворах от температуры.

Воспользуемся законом раз бавления Оствальда:

Константа диссоциации является характерной вели чиной для данного электро лита и растворителя и зависит лишь от температурь (рис. 8.8). Для многих вещесп константа диссоциации про ходит через максимум. В соот ветствии с принципом Ле Шателье это объясняется переменой знака АН процесса диссоциации, что связано с различным влиянием температуры на гидратацию ионов и нейтральных молекул.

Электролиты чрезвычайно важны в науке и технике. Все жидкие системы в живых организмах содержат электролит. Важный класс электролитов - полиэлектролиты.

Электролиты являются средой для проведения многих химических синтезов и процессов электрохимических производств. При этом всё большую роль играют неводные растворы электролитов. Благодаря им возможно создания новых химических источников тока и совершенствования технологических процессов разделения веществ - экстракции из растворов и ионного обмена.

Электролиты – вещества, подвергающиеся в растворах или расплавах электролитической диссоциации и проводящие электрический ток за счет движения электронов.

Сила электролита в значительной степени зависит от природы растворителя. Мерой воздействия растворителя является диэлектрическая проницаемость, значение которой для воды весьма высока и при 20 градусах равно 81. Именно для воды свойство ослаблять химические связи между ионами особенно сильно.

Деление электролитов на сильные и слабые в некоторой степени условно, т. к. оно отражает не свойства самих электролитов, а их состояние в растворе. Последнее зависит от концентрации, природы растворителя, температуры, давления и др.

Цель данного реферата дать определение понятию электролиты, выявить их свойства и различия, а также подробно рассмотреть диссоциации кислот, оснований и солей.

Электролитическая диссоциация.

Одним из важнейших факторов растворимости являются силы межмолекулярного взаимодействия возникающие между частицами растворенного вещества и молекулами растворителя. В ряде случаев действие этих сил приводит к тому, что дробление веществ на мельчайшие частицы в растворе идет дальше и растворение сопровождается диссоциацией молекул на ионы. Например:

Представьте, что газообразный хлористый водород попадает в воду и начинает взаимодействовать с молекулами растворителя. При этом молекулы HCl связываются с молекулами воды силами межмолекулярного взаимодействия. Обобщенно такой процесс называется гидратацией, а связанные с HCl молекулы воды – гидратной оболочкой.

В случае с раствором хлороводорода (соляная кислота) дальнейшая гидратация молекул HCl приводит к разрыву связи H–Cl и образованию в растворе гидратированных подвижных ионов H + (водн) и Cl – (водн). Ионы несут электрический заряд – положительный и отрицательный. Раствор, в котором теперь присутствуют подвижные ионы, становится электропроводным. Поэтому процесс распада вещества в растворе на ионы называется электролитической диссоциацией.

Электролитическая диссоциация – это полный или частичный распад растворенного вещества на ионы.

Теорию электролитической диссоциации в 80-х годах XIX века предложил выдающийся шведский химик Сванте Аррениус (1859-1927). Сегодня нам кажется вполне естественным, что растворенные вещества могут распадаться на ионы. Мы знаем, почему устойчивы именно такие, а не другие ионы – это знание опирается на современные представления о строении атомов. Например, элемент Na (электронная оболочка 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) может существовать в виде устойчивого катиона Na + , имеющего уже электронную оболочку чрезвычайно стабильной частицы – атома инертного газа неона (1s 2 2s 2 2p 6 ). В отличие от нейтрального атома неона, заряженная частица Na + хорошо взаимодействует с молекулами полярного растворителя – воды. Анион Cl – имеет электронную оболочку инертного газа аргона (…3s 2 3p 6 ). Таким образом, на процесс диссоциации влияет не только взаимодействие ионов с растворителем, но и фактор устойчивости самих ионов.

По признаку электрической проводимости все растворы можно разделить на две большие группы: растворы электролитов (проводят электрический ток) и растворы неэлектролитов (ток не проводят). Например, чистая вода, а также водные растворы сахара, глюкозы, спирта и ряда других веществ ток практически не проводят (в растворах отсутствуют ионы), поэтому эти вещества – неэлектролиты.

Напротив, раствор хлороводорода (соляная кислота) – это не просто электролит, а сильный электролит: более 99% молекул HCl в растворе распадаются на ионы H + и Cl – . Поэтому обратную стрелку в уравнении диссоциации HCl изображают короткой или вообще не пишут. Такие же свойства у растворов HBr (бромоводородная кислота) и HI (иодоводородная кислота).

Однако вполне похожее соединение – фтороводород HF – не проявляет свойств сильного электролита и в растворе ток проводит плохо. Здесь, наоборот, в уравнении диссоциации нужна более длинная обратная стрелка:

Константа и степень диссоциации.

В месте с процессом диссоциации на ионы, в растворах происходит и обратный процесс – ассоциация ионов в нейтральные молекулы. Таким образом, электролитическая диссоциация – это обратимая химическая реакция или динамическое равновесие, к которому применимы те же закономерности, что и к любому другому химическому равновесию. Например, для описания процесса диссоциации можно использовать константу равновесия К_р, которая в данном случае будет называться константой диссоциации К_д:

Итак, константа диссоциации К_д – это частный случай константы равновесия. Значения К_д для сильных электролитов часто бывают настолько велики, что их не удается измерить непосредственно. Эти значения получают косвенно, из термодинамических данных, и в разных справочниках они могут отличаться, хотя и остаются очень большими. Для нас здесь важно то обстоятельство, что ионов H + и Cl – в растворе очень много (их концентрация – в числителе дроби), а недиссоциированных молекул [HCl] чрезвычайно мало.

Напротив, К_д фтороводорода намного меньше единицы (ее значение уже можно определить более точно – см. следующий параграф). Следовательно, в растворе много недиссоциированных молекул HF и мало ионов H + и F – .

Оба раствора (HCl и HF) являются растворами электролитов, но HCl – сильный электролит, а HF – слабый. На примере этих двух веществ мы видим, что хорошую (или плохую) диссоциацию в растворе, как и хорошую (или плохую) растворимость трудно предсказать только по формуле вещества.

Помимо константы диссоциации, мерой силы электролита может служить степень диссоциации α. Это отношение числа распавшихся на ионы молекул (n₁) к общему числу молекул (n₀), изначально попавших в раствор:

сильные электролиты – α близка к 1 (или 100%);
слабые электролиты – α около 0,01 (1% и менее).

Поскольку вода – полноправный участник процесса диссоциации, ее иногда включают в химическое уравнение. Например, для уксусной кислоты процесс ее диссоциации в воде можно записать так:

Такие уравнения как бы подчеркивают, что ионы в водном растворе не изолированы, а связаны с молекулами растворителя. Для иона Н + это взаимодействие очень характерно: благодаря его связыванию с не поделенной электронной парой атома кислорода молекулы Н₂О образуется достаточно прочный комплекс Н₂О---Н + или, как его условно называют, ион гидроксония Н₃О + . Конечно, молекулы воды взаимодействуют и с анионом CH₃COO – (и любыми другими анионами), но это обстоятельство в уравнениях диссоциации обычно не отражают просто по традиции (и чтобы не загромождать уравнения).

Поскольку к процессу диссоциации применим принцип Ле Шателье, последнее уравнение указывает нам на еще одну важную закономерность: если разбавлять раствор уксусной кислоты, т.е. добавлять в него воду, то по принципу Ле Шателье должен активизироваться процесс, связанный с расходованием воды, т.е. прямая реакция (распад на ионы). В этом случае в растворе должен активизироваться процесс образования ионов из молекул. Иными словами, при разбавлении растворов слабых электролитов степень диссоциации возрастает.

Этот закон, установленный физико-химиком Вильгельмом Оствальдом в 1888 г., позволяет, в частности, с высокой точностью определять константы диссоциации многих веществ (за исключением очень сильных электролитов). Дело в том, что величину α удается опытным путем связать с электропроводностью раствора. Таким образом, зная концентрацию раствора, и выяснив в опыте степень диссоциации электролита, можно вычислить и величину К_д.

Полезность закона разбавления не исчерпывается определением констант диссоциации. Приведем простой пример его практического использования – вычислим более точно степень диссоциации в 0,1 М растворе уксусной кислоты, если ее константа диссоциации К_д = 1,8·10 –5 . Поскольку электролит слабый (это видно из константы диссоциации), можно воспользоваться законом разбавления для слабых электролитов: К_д = α 2 С. Отсюда:

Подставляя в эту формулу численные значения, получим:

Эта же формула поможет нам количественно определить, как изменитя степень диссоциации в таком растворе, если его разбавить в 10 раз. После разбавления концентрация уксусной кислоты составит 0,01 М. Отсюда:

Мы видим, что при разбавлении степень диссоциации уксусной кислоты заметно возросла.

Диссоциация кислот, оснований, солей.

При диссоциации кислот роль катионов играют ионы водорода (H + ), других катионов при диссоциации кислот не образуется:

Именно ионы водорода придают кислотам их характерные свойства: кислый вкус, окрашивание индикатора в красный цвет и проч.

Отрицательные ионы (анионы), отщепляемые от молекулы кислоты, составляет кислотный остаток.

одноосновные кислоты: HCl, HF, HNO₃;
двухосновные кислоты: H₂SO₄, H₂CO₃;
трехосновные кислоты: H₃PO₄.

Ступенчатая диссоциация двухосновной кислоты:

Ступенчатая диссоциация трехосновной кислоты:

При диссоциации многоосновных кислот самая высокая степень диссоциации приходится на первую ступень. Например, при диссоциации фосфорной кислоты степень диссоциации первой ступени равняется 27%; второй - 0,15%; третьей - 0,005%.

При диссоциации оснований роль анионов играют гидроксид-ионы (ОH - ), других анионов при диссоциации оснований не образуется:

однокислотные основания - KOH, NaOH;
двухкислотные основания - Ca(OH)₂;
трехкислотные основания - Al(OH)₃.

ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -

Некоторые вещества, в зависимости от условий, могут выступать, как в роли кислот (диссоциировать с отщеплением катионов водорода), так и в роли оснований (диссоциировать с отщеплением гидроксид-ионов). Такие вещества называются амфотерными.

Диссоциация Zn(OH)₂, как основания:

ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -

Диссоциация Zn(OH)₂, как кислоты:

Соли диссоциируют в воде на анионы кислотных остатков и катионы металлов (или других соединений).

Нормальные (средние) соли получаются полным одновременным замещением всех атомов водорода в кислоте на атомы металла - это сильные электролиты, полностью диссоциируют в воде с образованием катоинов металла и однокислотного остатка: NaNO₃, Fe₂(SO₄)₃, K₃PO₄.

Кислые соли содержат в своем составе кроме атомов металла и кислотного остатка, еще один (несколько) атомов водорода - диссоциируют ступенчато с образованием катионов металла, анионов кислотного остатка и катиона водорода: NaHCO₃, KH₂PO₄, NaH₂PO₄.

Основные соли содержат в своем составе кроме атомов металла и кислотного остатка, еще одну (несколько) гидроксильных групп - диссоциируют с образованием катионов металла, анионов кислотного остатка и гидроксид-иона: (CuOH)₂CO₃, Mg(OH)Cl.

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -

Двойные соли получаются одновременным замещением атомов водорода в кислоте на атомы различных металлов: KAl(SO₄)₂.

Смешанные соли диссоциируют на катионы металла и анионы нескольких кислотных остатков: CaClBr.

CaClBr ↔ Ca 2+ + Cl - + Br -
Заключение.

Итак, подведем итоги: Электролитами называют вещества, растворы и сплавы которых с другими веществами электролитически проводят гальванический ток.

Признаком электролитической проводимости в отличии от металлической должно считать возможность наблюдать химическое разложение данного вещества при более или менее продолжительном прохождении тока. В химически чистом состоянии электролиты обыкновенно обладают ничтожно малой электропроводностью.

Слово электролит широко используется в науке и технике, в разных отраслях оно может иметь различающийся смысл.

Многокомпонентный раствор для электроосаждения металлов, а также травления и др. (технический термин, например электролит золочения)

Электролиты являются важной частью химических источников тока: гальванических элементов и аккумуляторов. Электролит участвует в химических реакциях окисления и восстановления с электродами, благодаря чему возникает ЭДС. В источниках тока электролит может находиться в жидком состоянии (обычно это водный раствор) или загущённым до состояния геля.

В электролитических конденсаторах в качестве одной из обкладок используется электролит. В качестве второй обкладки — металлическая фольга (алюминий) или пористый, спечённый из металлических порошков блок (тантал, ниобий). Диэлектриком в таких конденсаторах служит слой оксида самого металла, формируемый химическими методами на поверхности металлической обкладки.

Читайте также: