Степень диссоциации различных электролитов


(при См= 1 моль/литр, =25 ºС)

Электролит α, % Электролит α, % Электролит α, %
HNOз 82,0 Н3РО4 29,0 НСN 0,01
HCl 78,4 Н2SеО4 20,0 4ОН 1,4
H2SO2 58,0 HF 8,0 Н2S 0,07
КОН 77,0 CH2COOH 1,36    
NaОН 73,0 Н2СО3 0,17    

 

Концентрация ионов в растворе электролита зависит от молярной концентрации См, степени диссоциации α и числа ионов данного вида ni, на которое распадается молекула электролита.

Сионовм∙αni. Например, для раствора Н2SO4 0,5 моль/л при α=50% концентрация ионов водорода [Н+]=0,5∙0,5∙2 моль/л.

Все соли, за исключением HgCl2 и Fe(CHS)3 – сильные электролиты.

Сильные и слабые электролиты имеют свои особенности.

При растворении слабых электролитов в воде происходит обратимая диссоциация, например, для СН3СООН имеет место равновесие:

СН3СООН Н+ +СН3СОО‾, т.е. процесс обратим.

Для обратимого равновесного процесса можно применить закон действующих масс. Константа равновесия в данном случае называется константой диссоциации:

Константа диссоциации характеризует способность слабого электролита к распаду на ионы. Чем меньше величина Кдисс, тем слабее электролит. Например,

КСН3СООН = 1,82∙10-5, КНСN= 7,2∙10‾ ¹º , КНСNСН3СООН, т.е. НСN – более слабая кислота.

Обратимая диссоциация происходит в растворе слабого основания, например

4ОН 4+ + ОН‾;

Кдисс = 1,76∙10-5, т.е. NН4ОН – слабое

Если электролит диссоциирует по ступеням, то каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации:

Н3РО4 Н+2РО4 КI=7,6∙10-3

Н2РО4 Н++НРО4 К2=6,2∙10-8

НРО4 Н++РО4‾ К3=4,4∙10-13 КI23.

Диссоциация в основном идёт по первой ступени, по третьей ступени на электролит практически не диссоциирует, о чём свидетельствует малая величина К3.

Удобнее пользоваться не величинами Кдисс, а величинами рК-показателями кислоты и основания:

кислоты = -lgКкислоты, рКоснования =-lgКоснования.

Для Н3Р04: рК1=2,12; рК2= 7,21; рК3= 12,26.

Для характеристики свойств амфотерных электролитов необходимо знать величины констант диссоциации по кислотному и основному типам. По соотношению величин этих констант можно судить о преобладании тех или иных свойств у амфотерного электролита.

Напомним, что диссоциация амфотерного электролита проходит по
следующему уравнению (запись в общем виде):

R++ ОНֿ ROH H+ROֿ. Тогда для Ве(0Н)2, например равновесие диссоциации имеет вид: Ве²++ 2OHֿ Ве(OН)2 H2BeO2 2H+Be22-; константа диссоциации по основному типу:

 

по кислотному типу

Поскольку Косккисл, у Ве(ОН)2 преобладают основные свойства.

В случае А1(0Н)3 Косн = 8 ∙10-25, Ккисл = 4∙10-13, следовательно, у А1(OН)3 преобладают кислотные свойства.

Примером электролита, у которого основные и кислотные свойства выражены примерно одинаково, может служить Ga(OH)3, у которого Ккисл=2∙10-12

Константа диссоциации зависит от природы вещества и температуры , но не зависит от концентрации, поэтому она дает более общую
характеристику электролита, чем α .



Дата добавления: 2019-09-30; просмотров: 438;


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: 0.009 сек.