Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!
МегаЛекции

Степень диссоциации электролита - это частное от деления числа продиссоциированных молекул к общему числу молекул электролита, введённого в раствор.




 

α=Nдисс/N

 

Степень диссоциации возрастает при увеличении разбавления раствора, а также при повышении температуры (повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии растворённых частиц, что способствует распаду молекул на ионы.)

Сила электролитов в водном растворе определяется их степенью диссоциации при постоянной концентрации и температуре. К сильным электролитам относятся вещества степень диссоциации которых близка к 1. К ним относятся хорошо растворимые щёлочи, соли, кислоты.

 

Константа диссоциации представляет собой константу равновесия процесса диссоциации:

 

 

где [A+], [B-], [AB] – равновесные концентрации катионов, анионов и недиссоциированных молекул электролита соответственно. Константа диссоциации зависит от природы растворителя, электролита и внешних условий – температуры и давления.

 

Степень диссоциации и константа диссоциации связаны между собой. Если исходная концентрация электролита С, а степень диссоциации, то концентрации катионов и анионов в состоянии равновесия, равновесная концентрация недиссоциированных молекул электролита, тогда

 

 

Если электролит слабый, т. е. <<1, то и, следовательно

 

 

Это соотношение носит название закона разведения Оствальда. Если выразить из него степень диссоциации

 

 

то видно, что с уменьшением концентрации раствора (разбавление раствора) степень диссоциации электролита возрастает.

 

Существуют электролиты, диссоциация которых протекает ступенчато, например сернистая кислота H2SO3, при этом каждая ступень характеризуется своей константой и степенью диссоциации, которые обозначаются соответственно К1 и 1 для первой ступени, К2 и 2 – для второй и т.д.

Вопрос№34.

Кислоты, основания и соли в свете теории электролитической диссоциации.

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

 

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Например:

 

HCl = H+ + Cl-; CH3COOH = H+ + CH3COO-

 

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, HCl, HNO3, - одноосновные кислоты – образуется один катион водорода; H2S, H2SO4 – двухосновные, а H3PO4 – трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода.

Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно). Например:

H3PO4 = H+ + H2PO4- (первая ступень)

H2PO4- = H+ + HPO42- (вторая ступень)

HPO42- = H+ + PO43- (третья ступень)

 

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксил-ионы.

Например:

 

KOH = K+ + OH-; NH4OH = NH4+ + OH-

 

Основания, растворимые в воде, называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов:

LiOH, NaOH, KOH, RbOH и т.д.

Большинство оснований в воде малорастворимо.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, NH4OH – однокислотное основание, Ca(OH)2 – двухкислотное основание, Fe(OH)3 – трехкислотное основание и т.д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

 

Ca(OH) = Ca(OH)+ + OH- (первая ступень)

Ca(OH)+ = Ca2+ + OH- (вторая ступень)

 

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также катиона аммония NH4+) и анионы кислотных остатков.

Например:

(NH4)2SO4 = 2NH4+ + SO42-; Na3PO4 = 3Na+ + PO43-

 

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато.

 

KHSO4 = K+ + HSO4-

HSO4- = H+ + SO42-

 

Mg(OH)Cl = Mg(OH)+ + Cl-

Mg(OH)+ = Mg2+ + OH-

Вопрос№35.

Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды.

Вода как слабый электролит в незначительной степени диссоциирует на ионы H+ и OH-, которые находятся в равновесии с недиссоциированными молекулами:

 

H2O = H+ + OH-

 

Концентрацию ионов обычно выражают в молях ионов в 1 л. Как видно из уравнения диссоциации воды, в ней величины [H+] и [OH-] одинаковы. Опытом установлено, что в одном литре воды при комнатной температуре (22 0С) диссоциации подвергается лишь 10-7 моль воды и при этом образуется 10-7 моль/л ионов H+ и 10-7 моль/л ионов OH-.

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в воде называется ионным произведением воды (обозначается Кв). При определенной температуре Кв – величина постоянная, численно равная при 22 0С 10-14.

Для чистой воды [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л. Если в нее добавить кислоту, то [H+] станет больше 10-7, а [OH-] меньше 10-7 моль/л. И наоборот, если к воде добавить щелочь, то [H+] станет меньше 10-7, а [OH-] - больше 10-7 моль/л.

Из постоянства произведения [H+] [OH-] следует, что при увеличении концентрации одного из ионов воды соответственно уменьшается концентрация другого иона. Это позволяет вычислить концентрацию Н+ - ионов, если известна концентрация ОН- - ионов, и наоборот. Например, если в водном растворе [H+] = 10-3 моль/л, то [OH-] определяется так:

 

[OH-] = Кв/[H+] = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л.

 

Таким образом, кислотность и щелочность раствора можно выразить через концентрацию либо Н+, либо ОН-. На практике пользуются первым способом. Тогда для нейтрального раствора [H+] = 10-7, для кислого [H+] > 10-7 и для щелочной [H+] < 10-7 моль/л.

Чтобы избежать неудобств, связанных с применением чисел с отрицательными показателями степени, концентрацию водородных ионов принято выражать через водородный показатель, обозначаемый символом рН.

 

Водородным показателем рН называется десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком:

рН = -lg [H+]

 

 

 

 

Вопрос№36.

Водородный показатель среды. Значение рН для работы биологических систем.

Чтобы избежать неудобств, связанных с применением чисел с отрицательными показателями степени, концентрацию водородных ионов принято выражать через водородный показатель, обозначаемый символом рН.

 

Водородным показателем рН называется десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком:

рН = -lg [H+]

 

С помощью рН реакции растворов характеризуется так: нейтральная – рН 7, кислая – рН < 7, щелочная – рН > 7.

Исключительно велика роль рН в самых различных явлениях и процессах – и в природе, и в технике. Многие производственные процессы в химической, пищевой, текстильной и других отраслях промышленности протекают лишь при определенной реакции среды. Столь же необходима для нормального развития сельскохозяйственных культур и получения высоких урожаев и определенная реакция почвенного раствора. В зависимости от значения рН почвенного раствора почвы подразделяются на сильнокислые, кислые, слабокислые, нейтральные, слабощелочные, щелочные и сильнощелочные.

Чаще всего растения страдают от повышенной кислотности, для устранения которой применяется известкование почв – внесение в них известняков – карбонатов кальция или магния. Если же почвы отличаются повышенной щелочностью, то для ее устранения производят гипсование – внесение размолотого гипса CaSO4 * 2H2O.

 

Вопрос№37.

Поделиться:





Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 megalektsii.ru Все авторские права принадлежат авторам лекционных материалов. Обратная связь с нами...