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).
Дата добавления: 2016-02-27; просмотров: 645;