Тема: «РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ.


»

План

 

1.1. Определение понятия «электролиты»

2.2. Общие представления теории электролитической диссоциации

а) степень диссоциации (a)Кд

 

б) константа диссоциации (aКд)

 

в) закон Оствальда

3.3. Электролитическая диссоциация воды

а) Kw – ионное произведение воды (Kw ))

б) водородный показатель (рН)

в) индикаторы

4.4. Буферные растворы

5.5. Гидролиз

 

Литература

1.1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – 24-е изд., исправленное/ Под ред. В.А. Рабиновича. – Л.: Химия, 1985. – с. 225-249.

2.2. Общая химия. Под ред. Е.М. Соколовской, Г.Д. Вовченко, Л.С. Гузия. М., Изд-во Московского университета, 1980. – с. 239-247, с. 262-268.

3. Лучинский Г.П. Курс химии: Учебник для инженерно-технических (нехимических) вузов. – М.: Высшая школа, 1985. – с. 169-174.

 

Электролиты – это вещества, которые в растворе или расплаве распадаются на ионы.

Ионы – электрически заряженные частицы, способные к самостоятельному существованию в этих средах.

Электролитическая диссоциация – распад электролита на ионы под действием молекул растворителя.

Для количественной характеристики электролитической диссоциации введено понятие степени диссоциации ( ).

Степень диссоциации ( ) – это отношение числа (или концентрации С) молекул распавшихся на ионы, к общему числу (или к концентрации Сисх) молекул растворенного электролита.

Электролиты (по заряду иона)

Таблица№12

Бинарные или симметричные (распадаются на 2 иона) Несимметричные
1,1 валентные: NaCl à Na+ + Cl- KBr à K+ + Br- 1,2 валентные: K2SO4 à 2K+ + SO42-
2,2 валентные: MgSO4 à Mg2+ + SO42- ZnSO4 à Zn2+ + SO42- 2,1 валентные: MgCl2 à Mg2+ + 2Cl-

 

Электролиты (по степени диссоциации)

Таблица№13

Сильные Слабые
Полностью распадаются на ионы.   Обычно это соединения, кристаллическая решетка которых построена из ионов (галогениды щелочных и щелочноземельных металлов NaCl, CaBr2 и т.д.), водные растворы минеральных кислот HCl, HClO4. Вещества частично распадаются на ионы.   ¾ водные растворы NH4OH ¾ органические кислоты (уксусная кислота, пропионовая кислота) ¾ галогениды Hg(II)

 

Рассмотрим более подробно разбавленные растворы слабых электролитов. При изучении растворов слабых электролитов (кислот, оснований, солей) было обнаружено некоторое отклонение от законов Вант-Гоффа и Рауля, полученных для растворов неэлектролитов. Для растворов электролитов отмечались более высокие значения осмотического давления, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания по сравнению с растворами неэлектролитов.

Раствор слабого электролита в результате неполной диссоциации представляет собой смесь молекул электролита, ионов электролита, молекул растворителя, между которыми отсутствует взаимодействие.

Таким образом, отступление от законов Рауля и Вант-Гоффа обусловлено тем, что количество частиц в растворе электролита вследствие неполной диссоциации больше, чем в растворе неэлектролита. Вант Гофф для растворов электролитов ввел поправочный коэффициент (для неэлектролитов =1, для электролитов >1), который назвал изотоническим. Уравнения для электролитов выглядят следующим образом:

Взаимосвязь изотонического коэффициента ( ) со степенью диссоциации ( ) можно найти, используя следующие рассуждения.

Рассмотрим случай, когда молекула электролита распадается на ионов ( ) со степенью диссоциации . Тогда количество ионов составляет: , а количество недиссоциированных молекул: .

Среднее число частиц, образующихся из одной молекулы можно записать:

,

,

.

Последнее уравнение позволяет вычислить степень диссоциации слабого электролита, если изотонический коэффициент определен экспериментально (например, по изменению температуры замерзания раствора).

Итак, слабый

электролит в растворе диссоциирует на ионы, например, уксусная кислота: СН3СООН à СН3СОО- + Н+

Процесс, обратный диссоциации – рекомбинация ионов в молекулу:

СН3СООН ß СН3СОО- + Н+

С течением времени устанавливается динамическое равновесие между молекулярной и ионной формами электролита в растворе:

СН3СООН « СН3СОО- + Н+

характеризует это состояние:

Константа диссоциации – это константа равновесия ( ), отвечающая диссоциации слабого электролита.

зависит от: 1.Температуры

2. 2.Природы веществ, растворителя

2.

не зависит от:

1.Концентрации.

Ступенчатая диссоциация характерна, для слабых многоосновных кислот (например, Н2СО3):

a) Н2СО3 « Н+ + НСО3- I ступень

b) НСО3- « Н+ + СО32- II ступень

________________________________________________________________________________________________

Н2СО3 « 2Н+ + СО32-

Ступенчатая диссоциация для слабых многокислотных оснований:

Fe(OH)3 « [Fe(OH)2]+ + OH- KД(I) I ступень

[Fe(OH)2]+ « [FeOH]2+ + OH- KД(II) II ступень [FeOH]2+ « Fe3+ + OH- KД(III) III ступень

______________________________________________

Fe(OH)3 « Fe3+ + 3OH- KД = КД(I) КД(II) КД(II

 

КД(I) > КД(II) > КД(III) (распад происходит в меньшей степени по последующим ступеням).

 

Взаимосвязь с (закон разведения Оствальда).

Сисх aС aС

Рассмотрим пример: СН3СООН « СН3СОО- + Н+

Сисх – исходная концентрация уксусной кислоты СН3СООН

aС – концентрация ионов

 

Сравн – равновесная концентрация уксусной кислоты

Сравн = Сисх – aС

 

Вывод:

1. 1.при разведении раствора, т.е. уменьшении С, a увеличивается (приближается к единице)

2. 2.при увеличении С, a – уменьшается (вероятность взаимной встречи ионов в растворе и их воссоединения в недиссоциированные молекулы увеличивается)



Дата добавления: 2020-04-12; просмотров: 341;


Поиск по сайту:

Воспользовавшись поиском можно найти нужную информацию на сайте.

Поделитесь с друзьями:

Считаете данную информацию полезной, тогда расскажите друзьям в соц. сетях.
Poznayka.org - Познайка.Орг - 2016-2024 год. Материал предоставляется для ознакомительных и учебных целей.
Генерация страницы за: 0.014 сек.