. Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной.Таким образом, электролитами являются соединения с ионной или полярной связью - соли, кислоты и основания. И диссоциировать на ионы они могут в полярных растворителях

22 Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты.

Степень диссоциации-отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n'), к общему числу растворенных молекул (п):



Из этого выражения очевидно, что а может изменяться от 0 (диссоциации нет) до 1 (полная диссоциация). Степень диссоциации часто выражают в процентах. Степень диссоциации электролита может быть определена только экспериментальным путем, например по измерению температуры замерзания раствора, по электропроводности раствора и т. д.

 Диссоциация слабых электролитов

Суть диссоциации слабых электролитов в том, что они диссоциируют на ионы не полностью, обратимо.
Диссоциация слабых электролитов:

.

Диссоциация слабых электролитов имеет две количественные характеристики:
1) λ - степень диссоциации. Степень диссоциации не является константой, она зависит от двух факторов:

• 
  от температуры (прямая зависимость);
  
• 
  от концентрации раствора (обратная зависимость).
  

2) Константа диссоциации - это, по сути, константа равновесия обратимой реакции.

К_р=К_Д=[A⁺]_р*[B⁺]_р/[AB]_р.
Константа диссоциации изменяется с температурой, причём зависимость прямая. От концентрации растворов константа диссоциации не зависит.
Взаимосвязь между степенью и константой диссоциации установил немецкий химик Оствальд.

.

Для слабых электролитов степень диссоциации много меньше единицы и поэтому в знаменателе формулы закона Оствальда ею пренебрегают.

- закон разбавления Оствальда

---

.

Многие слабые электролиты диссоциируют ступенчато. Каждая ступень имеет свою константу диссоциации

.

По первой ступени диссоциация заметна при нормальных условиях (при комнатной температуре).
Диссоциация по второй ступени заметна при повышенной температуре, особенно при температуре кипения. Всегда
Кд₁>Кд₂>Кд₃
Сr(OH)₃

.

Диссоциация сильных электролитов

Диссоциация сильных электролитов настолько отличается от слабых, что была объяснена только через 40 лет после опубликования гипотезы Аррениуса.
Суть диссоциации сильных электролитов заключается в том, что они диссоциируют полностью, необратимо: AB = A⁺ + B^-.
Истинная степень диссоциации сильных электролитов равна всегда 100 % (1,0 доли ед. ).
В растворах сильных электролитов ионов очень много (особенно при повышенных концентрациях). Отсюда две особенности растворов сильных электролитов:

• 
  расстояния между ионами очень малы, иногда всего в 2-3 раза больше, чем в кристаллической решетке;
  
• 
  количество ионов электролита соизмеримо с количеством молекул воды, и поэтому не все ионы могут быть гидратированы молекулами воды.
  

В силу этих двух особенностей каждый ион в растворе сильного электролита окружён ионами противоположного заряда, так называемой, "ионной атмосферой".

Ионная атмосфера приводит к тому, что между ионами разных зарядов возникают силы притяжения, а между ионами одного заряда - силы отталкивания. Поскольку все ионы равноценны, то любой из них можно считать центральным в его ближайшем окружении, то – есть ионной атмосфере.

Понятием ионной атмосферы объясняют поведение ионов в растворе сильных электролитов. В растворах сильных электролитов ионы мешают друг другу принимать участие в физических и химических процессах. Кажущаяся степень диссоциации (α_каж.) отражает то количество активных ионов, которые принимают участие в химических и физических процессах. Поэтому α_каж. всегда меньше 100 % (1,0).

Под активностью понимается та часть ионов, которая приняла участие в физических и химических процессах, то - есть понятно, что активность всегда меньше концентрации. Поэтому α_каж< α_ист.

Активность и концентрация связаны между собой коэффициентом активности

---

γ

a = γ ^.c.

Коэффициент активности - отношение экспериментальной величины к теоретической:

γ = экспериментальная величина/теоретическая величина.

В случае разбавленных растворов (для C_B< 0,1М) коэффициент активности близок к единице, поэтому для разбавленных растворов сильных электролитов можно пользоваться понятием концентрации.

Если же растворы концентрированные, приходится пользоваться понятием активности.
Коэффициент активности раствора электролитов равен средней геометрической величине активности образовавших его ионов.

Так, для электролитов An Bm:

.

Кажущаяся степень диссоциации учитывает активные ионы, принявшие участие в физических и химических процессах.

Истинная степень диссоциации сильных электролитов всегда равна 1,0, кажущаяся степень диссоциации возрастает с повышением температуры раствора и понижением концентрации раствора.
Кажущаяся степень диссоциации связана с изотоническим коэффициентом соотношением
α_каж. = i-1 / n-1,
где n - количество ионов, на которые диссоциирует данный электролит.

23 Кислоты, основания, соли в свете теории электролитической диссоциации.

Основания. Название "основание" первоначально было отнесено к веществам, которые в реакциях с кислотами образуют соли. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов.
Примеры: NaOH - гидроксид натрия (едкий натр), KOH - гидроксид калия (едкое кали), Ca(OH)2 - гидроксид кальция (гашёная известь).
Основания, которые хорошо растворяются в воде, называются щелочами, К ним относятся гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов. С точки зрения теории электролитической диссоциации основания-это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида - гидроксид - ионов ОН^-. 
В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:
Основание -> Катион основания + Гидроксид - ион

NaOH   Na++ OH-  Ba(OH)2   Ba2++ 2OH- NH3·H2O   NH4++ OH-

---

Кислоты.Кислоты исторически получили своё название из-за кислого вкуса водных растворов тактх веществ, как хлороводород или уксусная кислота. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты-это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида - катионов водорода Н⁺.
В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид:
Кислота -> Катион водорода + Анион кислотного остатка

H2SO4   2H+ + SO42- CH3COOH   H+ = CH3COO-

Соли. С точки зрения теории электролитической реакции соли - это вещества, которые в водном растворе диссоциируют с образованием катионов основания и анионов кислотного остатка.
В общем виде уравнение электролитической диссоциации солей имеет следующий вид:
Соль -> Катион основания + Анион кислотного остатка

BaCl2  Ba2+ + 2Cl-  K2CO3   K+ + CO32-

24 Основной и кислотный тип диссоциации гидроксидов. Амфотерные гидроксиды.
25 Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН).

Изучение очищенной от примесей воды показало, что она обладает электропроводностью, повышающейся с ростом температуры. Это можно объяснить небольшойсамодиссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы (автопротолизом):



По величине электрической проводимости чистой воды можно вычислить концентрацию ионов гидроксония Н₃О⁺ и гидроксид-ионов в воде. При 25º С она равна10‾⁷ моль/л.

Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению

,

Перепишем это уравнение следующим образом:

---

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул Н₂О в воде равна общей концентрации воды, т.е. 55,55 моль/л (1л содержит 1000 г воды, т.е. 1000/18 = 55,55 моль). В разбавленных растворах концентрацию воды можно считать такой же.

Поэтому, заменив произведение Кд 55,55 = К_в новой константой К_в, будем иметь:

[H₃O⁺][OH‾] = K_в.

Полученное уравнение показывает, что

для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов гидроксония и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Она называется ионным произведением воды.

Численное ее значение можно получить, если подставить концентрации ионов гидроксония и гидроксид-ионов. В чистой воде при 25ºС  [H₃O⁺] = [OH‾] = 1·10‾⁷моль/л. Поэтому для указанной температуры:

К_в = 10‾^7.10‾⁷ =10‾¹⁴.

Диссоциацию воды часто записывают в более простом виде:

Н₂О = Н⁺ + ОН‾.

К_в – не зависит от концентрации ионов Н⁺ и ОНˉ. Так, если в воду добавить кислоты, концентрация ионов Н⁺ резко возрастет. Тогда за счет

подавления диссоциации воды равновесие этого процесса сместится влево и концентрация ионов ОНˉ уменьшится, но ионное произведение воды останется неизменным.

7.8.2. Водородный показатель рН

В соответствии теорией электролитической диссоциации ионы Н⁺ являются носителями кислотных свойств, а ионы ОНˉ - носителями основных свойств. Поэтому раствор будет нейтральным, когда

;

кислым, когда

;

и щелочным, когда



Для характеристики кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр – водородный показатель, или pH.

Водородным показателем, или pH, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм концентрации водородных ионов в растворе:



Из ионного произведения следует:

       

---

Смотрите также файлы

• Император ГоНидзё родился как принц Рёфуку в 1288 году в Японии. Он был вторым сыном императора Фукимия и его жены, императрицы Фукико.docx

• Анимационная деятельность на примере гостиницы .docx

• Доклад на тему Проблема человеческой свободы Выполнил(а) студент(ка) группы лд13 Гасанова Лейла Абакан, 2023.docx

• Исследование современных направлений развития в области разработки интерфейса цифрового продукта.docx

• Контрольная работа по дисциплине Выполнение работ по профессии Оператор по исследованию скважин.docx