Теория электролитической диссоциации, степень диссоциации



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Теория электролитической диссоциации, степень диссоциации



Теория электролитической диссоциации была предложена Аррениусом в 1887 году. Современное содержание теории можно свести к трем положениям:

1) Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные.

2) Под действием электрического так ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, а отрицательные к аноду.Поэтому первые называются катионами, а вторые – анионами.

3) Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциацией) происходит соединение ионов (ассоциация).

Степенью диссоциации называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул.

Слабые и сильные электролиты

Электролиты делятся на слабые и сильные. К сильным электролитам относятся многие минеральные кислоты, почти все соли, гидроксиды щелочных металлов, гидроксиды щелочноземельных металлов. К слабым электролитам относят воду, Н2S, H2CO3, HClO, органические кислоты, слабые основания, малорастворимые основания, амфотерные гидроксиды металлов.

Растворы электролитов

Поскольку сильные электролиты почти полностью распадаются на ионы в водных растворах, то концентрация ионов может быть высокой. В концентрированных растворах сильных электролитов ионы сближаются настолько , что взаимодействие между ними становится весьма существенным. За счет межионного взаимодействия понижается подвижность ионов , и при участии ионов в химических реакциях создается эффект уменьшения концентрации. Поэтому ионы вступают в химические реакции не в соответствии с их истиной концентрацией, а в соответствии с их кажущейся концентрацией – активностью. Между активностью и концентрацией иона в растворе существует зависимость: ai=yi*ci .

Изотонический коэффициент

Позволяет учитывать влияние неидеальности растворов на их физические свойства. Молекулы растворенных веществ могут диссоциировать, что характерно для растворов электролитов, но наряду с диссоциацией может происходить и ассоциация молекул. Для учета изменения числа частиц в растворе за счет процессов их диссоциации и ассоциации используют изотонический коэффициент i.

Изотонический коэффициент выражает отношение числа частиц растворенного вещества к числу его частиц в исходном состоянии. Для растворов неэлектролитов изотонический коэффициент равен 1, процесс диссоциации – и.к. больше 1, ассоциация – меньше 1. Экспериментальное определение изотонического коэффициента позволяет вычислить степень диссоциации или ассоциации растворенного вещества.

Причина неподчинения растворов электролитов законам Вант-Гоффа и Рауля

Электролиты - это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток (кислоты, соли, щёлочи). Эти растворы сильно отклоняются от всех рассмотренных законов. Для них осмотическое давление, понижение давления пара, изменения температур кипения и замерзания всегда больше, чем это отвечает концентрации раствора. Например, понижение температуры замерзания раствора, содержащего 1г NaCl в 100 г воды, почти вдвое превышает изменение температуры замерзания, вычисленное по законам Рауля. Во столько же раз и осмотическое давление этого раствора больше теоретической величины. Чтобы распространить уравнение осмотического давления на растворы электролитов, Вант-Гофф ввёл в него поправочный коэффициент i (изотонический коэффициент), показывающий, во сколько раз осмотическое давление данного раствора больше "нормального": . Коэффициент i определяется для каждого раствора экспериментальным путём - например по понижению давления пара, или по понижению температуры замерзания, или по повышению температуры кипения: Способность электролитов в растворах проводить электрический ток и их отклонения от законов Рауля и Вант-Гоффа объясняет теория электролитической диссоциации Аррениуса.

Определить изотонический коэффициент если известна степень диссоциации. Задача скорее всего.

Константа диссоциации слабых электролитов

Константа диссоциации не зависит от концентрации растворов. Кд=(концентрация анионов*концентрация катионов)/концентрация электролита. Между константой диссоциации и степенью диссоциации существует зависимость: К=(альфа в квадрате/1-альфа)*с. Для растворов очень слабых электролитов Кд=альфа в квадрате*с

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды — химические вещества, которые в кислой среде ведут себя как основания, а в щелочной — как кислоты.

В пределах каждого периода элементы со свойствами металлов сменяются элементами, которые проявляют свойства как металлов, так и неметаллов. Соединения этих элементов называются амфотерными. Элемент алюминий проявляет в соединениях свойства металла и неметалла. Подобные свойства имеют элементы А-групп — Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi и другие, а также большинство элементов Б-групп — Cr, Mn, Fe, Zn, Cd и другие. Практически все они нерастворимы в воде, являются слабыми электролитами.

При нагревании соединения разлагаются. В большинстве случаев при взаимодействии гидроксида металла образуется гидроксосоль соответствующей кислоты: например, таким образом взаимодействие протекает для Al(3 + ), Cr(3+), Zn(2+) и многих других металлов. Данная реакция является обратимой, положение равновесия зависит от природы металла pH среды и частично от температуры. Так же в растворе могут существовать ионы с меньшим координационным числом металла.

Активность ионов

Активность (ионов) — эффективная концентрация с учетом электростатического взаимодействия между ионами в растворе. Активность отличается от концентрации на некоторую величину. Отношение активности (а) к концентрации вещества в растворе (с, в г-ион/л) называется коэффициентом активности: γ = a/c.

Коэффициент активности

Коэффициент активности — отношение активности данного компонента раствора к его концентрации, характеризующее отклонение свойств реальных растворов от свойств идеальных растворов. В идеальных растворах и при бесконечном разбавлении К. а. равен единице. Приближенные значения К. а. вычисляются по уравнению Дебая — Хюккеля.



Последнее изменение этой страницы: 2016-04-19; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.229.142.91 (0.011 с.)