Файл: Неорг.химия.doc

Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–

(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–

Кислые соли диссоциируют ступенчато, например:

NaHCO3 « Na+ + HCO3– (первая ступень)

Анионы  кислых солей в дальнейшем диссоциируют незначительно:

HCO3– « H+ + CO32– (вторая ступень)

Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением

CuOHCl « CuOH+ + Cl– (первая ступень)

CuOH+ « Cu+2 + OH– (вторая ступень)

Катионы основных солей по второй ступени диссоциируют в незначительной степени.

Двойные соли – это электролиты, которые при диссоциации образуют два типа катионов металла. Например

KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.

Комплексные соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются два типа ионов: простой и комплексный. Например:

Na2[Zn(OH)4] « 2Na+ + [Zn(OH)4)]2–

Количественной характеристикой электролитической  диссоциации являетсястепень диссоциации a, равная  отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N)

21. Электролиты – вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.

При написании уравнений диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства.

К сильным электролитам относятся:

·        Растворимые соли (смотри таблицу растворимости);

·        Многие неорганические кислоты: HNO₃, H₂SO₄, HClO₃, HClO₄, HMnO₄, HCl, HBr, HI (смотри  кислоты-сильные электролиты в таблице растворимости);

·        Основания щелочных (LiOH, NaOH,KOH) и щелочноземельных (Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂) металлов 

Активность компонентов раствора — эффективная (кажущаяся) концентрация компонентов с учётом различных взаимодействий между ними в растворе, то есть с учётом отклонения поведения системы от модели идеального раствора.

Активность была предложена в 1907 году Льюисом как новая переменная, применение которой вместо концентрации позволяет использовать для описания свойств реальных растворов относительно простые уравнения, полученные для идеальных систем. Альтернативой этому пути является использование более сложных уравнений, учитывающих взаимодействие между частицами (см., например, уравнение Ван-дер-Ваальса).

Активность отличается от общей концентрации на некоторую величину. Отношение активности () к общей концентрации вещества в растворе называетсякоэффициентом активности:

Коэффициент активности служит мерой отклонения поведения раствора (или компонента раствора) от идеального. Отклонения от идеальности могут быть обусловлены различными химическими и физическими причинами — дипольные взаимодействия, поляризация, образование водородных связей, ассоциация, диссоциация, сольватация и др.^[1]

Исходя из понятия химического потенциала, активность компонента в растворе можно определить как величину, которую нужно подставить в выражения для химического потенциала компонента в идеальном растворе:

(где  — химический потенциал чистого -го компонента) вместо мольной доли x, для того, чтобы получить действительное значение химического потенциала -го компонента в реальном растворе:

где  — стандартный химический потенциал^[2].

Размерность и величина активности зависит от используемого способа выражения концентрации — если  (активность при выражении концентрации как мольной доли) величина безразмерная, то  и  (для молярности и моляльности соответственно) — размерные величины, выражаются в моль/л и моль/кг.

В теории дистилляции активность компонента жидкости представляется как давление  пара компонента в сравнении с давлением  пара чистого компонента: . При этом  , где N – молярная доля компонента в жидкости, γ –коэффициент активности. Концентрационная зависимость активности, построенная при заданной температуре в координатах а-N, носит название диаграммы активности. Известны экспериментально построенные диаграммы активности для ряда двойных систем^[3][4][5].

Коэффициент активности в общем случае может быть как больше, так и меньше единицы (при этом говорят о положительных или отрицательных отклонениях от идеального поведения соответственно, или о положительных и отрицательных отклонениях от закона Рауля). Возможны и знакопеременные отклонения от идеального поведения в одной диаграмме (с изменением в пределах от 0,01 и менее до 10 и более, что отражает сложных характер взаимодействия компонентов в системе). Например, для железа в системе Fe-S при 1300 °C коэффициенты активности изменяется от 0,004 при =0,48 до 1,47 при =0,68^[6]. В некоторых системах концентрационная зависимость активности является причиной существования стабильного состава, по достижении которого состав испаряющейся жидкости не меняется^[7].

22. Слабые электролиты в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.

При написании уравнений диссоциации слабых электролитов ставят знак  обратимости.

К слабым электролитам относятся:

·        Почти все органические кислоты и вода (Н₂О);

·        Некоторые  неорганические кислоты: H₂S, H₃PO₄, HClO₄, H₂CO₃, HNO₂, H₂SiO₃ (смотри  кислоты-слабые электролиты в таблице растворимости);

·        Нерастворимые гидроксиды металлов (Mg(OH)₂, Fe(OH)₂, Zn(OH)₂) 

Диссоциация полярной молекулы в полярном растворителе.

Механизм диссоциации веществ с различным типом связи.

Для веществ с ионным типом связи:

 Для количественной характеристики соотношения диссоциированных и недиссоциированных молекул электролита при данных условиях пользуются понятием степени электролитической дис­социации (ионизации). Степень электролитической диссоциации a равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы, к об­щему числу молекул растворенного вещества. Величина a пока­зывает долю молекул электролита, распавшихся на ионы.

a = N/N 100% (или в долях)

 Если a = 2%, то это означает, что из 100 растворенных молекул 2 распалось на ионы.

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах электролиты разделяют на сильные, слабые и средней силы. Принято считать сильными электролитами те, для которых a > 30%, слабыми - если a < 3% и средней силы - если 3%< a <30%, причем все указанные значения a относятся к децимолярному раствору (0,1 М). Более строгое разделение электролитов на сильные и слабые основано на значениях кон­стант диссоциации.

К сильным электролитам в водных растворах относятся почти все соли, многие неорганические кислоты (НNОз, H₂SО₄, НСlО₄, НС1, HBr, HI и др.) и гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba).

Диссоциация - обратимый процесс (исключение составляют растворы очень сильных электролитов), поэтому для диссоциации веществ в растворе вводят константу равновесия - константа диссоциации или ионизации (см. вопрос 6 этой лекции).

Связь между степенью и константой диссоциации показывает закон разбавления Оствальда (1888 г.)

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА Û К⁺ + А^-

Тогда К = [K⁺] [A^-]/[KA]