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⁺ + HPO₄^2- (вторая ступень)

HPO₄^2- = H⁺ + PO₄^3- (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⁺ + SO₄^2-; Na₃PO4 = 3Na⁺ + PO₄^3-

 

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

 

KHSO₄ = K⁺ + HSO₄^-

HSO₄^- = H⁺ + SO₄^2-

 

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 К_в). При определенной температуре К_в – 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^-] = К_в/[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.

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: