Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация

По этой ссылке вы найдёте полный курс лекций по математике:

Решение задач по математике

зависимости от механизма прохождения тока через проводники различают проводники первого и второго рода. К проводникам 1-го рода, обладающим электронной проводимостью, относят металлы, оксиды, сульфиды, уголь. Проводники 2-го рода — это вещества, распадающиеся при определенных условиях на ионы: они обладают ионной проводимостью. Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

Вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрического тока, называются неэлектролитами; К электролитам относят кислоты, основания и почти все соли, к неэлектролитам — большинство органических соединений. В растворе или расплаве электролиты распадаются на ионы. Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией. Диссоциация в растворах протекает под действием полярных молекул растворителя.

В расплавах диссоциация протекает вследствие нагревания вещества. Теория электролитической диссоциации была разработана знаменитым шведским химиком С. Аррениусом (1887 г.). Основные положения современной теории электролитической диссоциации: |Т] При растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительные и отрицательные частицы (ионы), которые находятся в растворе в хаотическом движении. [2)

Под действием постоянного электрического тока хаотическое движение ионов сменяется направленным: положительно заряженные ионы (катионы) движутся к катоду, а отрицательно заряженные (анионы) — к аноду. (У| Электролитическая диссоциация — обратимый процесс. Наряду с самопроизвольным распадом электролита на ионы (диссоциацией) протекает процесс соединения ионов в молекулы — ассоциация. Поэтому при написании уравнений реакции диссоциации ставится знак обратимости (?=*): сн3соон сн3сосг + н+.

Аррениус был сторонником «физической» теории растворов и не учитывал взаимодействия растворенного вещества с растворителем, поэтому теория Аррениуса не могла объяснить причину диссоциации электролитов. Современные представления о причинах и механизме сложились на основе химической теории растворов Д. И. Менделеева и развиты в работах И. А. Каблукова и В. А. Кистяковского.

Электролитическая диссоциация в растворе происходит за счет сложного физико-химического взаимодействия молекул растворителя с растворяемым веществом (электролитом); при этом решающее значение имеет характер химической связи и строение молекул растворителя и растворенного вещества.

Возможно вам будут полезны данные страницы:

Кривизна и кручение пространственной кривой. Формулы Френе
Свойства функций, имеющих конечный предел
Перегородки – это внутренние ненесущие стены
Число сюръекций

Одной из качественных характеристик, введенных для характеристики электролитической диссоциации, является степень диссоциации (а), которая определяется как отношение диссоциированных молекул к общему числу растворенных молекул. Ее обычно выражают в долях единицы или в процентах. Степень диссоциации зависит от природы и концентрации электролита, природы растворителя и температуры.

Подчеркнем, что теория электролитической диссоциации применима только к растворам слабых электролитов, в которых вследствие малой концентрации ионов силы электростатического взаимодействия между ними незначительны. По этой причине большинство физических свойств слабых электролитов зависит только от числа частиц в растворе. Сильные же электролиты в растворах полностью диссоциируют на ионы, создавая их значительную концентрацию.

Причем распределение ионов в растворах уже

не является таким свободным и независимым друг от друга, как в растворах слабых электролитов. Каждый ион оказывается окруженным как бы атмосферой из противоположно заряженных ионов, которая тормозит движение данного иона к электроду при наложении потенциала. Вследствие этого электропроводность растворов сильных электролитов при некоторой конкретной концентрации соответствует как бы меньшему числу ионов, чем их имелось бы в растворе при полной диссоциации.

Однако такое кажущееся уменьшение числа ионов объясняется не соединением их в молекулы (их в растворе нет), а уменьшением скорости движения ионов из-за взаимного электростатического влияния друг на друга. Соответственно и степень диссоциации, которая для сильных электролитов всегда должна быть равна единице, оказывается меньше единицы и ее называют кажущейся степенью диссоциации — сц^ж' Процесс диссоциации слабых электролитов на ионы является обратимым. В общем виде его можно представить следующим образом: КА ^ К+ + А". Пользуясь законом действующих масс, введем еще одну характеристику электролитической диссоциации, которая, в отличие от степени диссоциации, не зависит от концентрации электролита: где KD — константа диссоциации — величина, зависящая от природы электролита и температуры.

Для сильных электролитов значение KD » и это понятие не используется для характеристики процесса диссоциации. Диссоциация многих электролитов происходит последовательно, по ступеням. Так, диссоциация сероводородной кислоты по первой ступени отобразится следующей записью: H2S т± H+ + HS". Значение константы диссоциации KD равно: т, HgS [H+HHS-] 1 К°> " [H2S] •

Для второй ступени диссоциации HS" <± Н+ + S2" значение константы диссоциации KD равно: n2s [H+][S2~] К D [HS-] Для полной диссоциации H9S 7=* 2Н+ + S2" н ,s значение константы диссоциации KDr равно произведению констант диссоциации по первой и второй ступени: KH2S V^i® . V D Dl Da . При прочих равных условиях KDj > >... KD .••» тогда как отрыв протона от нейтральной молекулы всегда протекает легче, чем от отрицательно заряженных ионов.

Важным процессом диссоциации является диссоциация воды: Н20 т± Н+ + ОН". Константа для этого процесса при 25 °С равна: н3о [Н*][ОН~] К° " [Н20] ' Поскольку концентрация недиссоциированных молекул воды может быть принята равной общему числу моль воды в 1 л, т. е. [Н20] = 1000/18 - 55,56 моль, то [Н+] [ОН"] -= 10~14. Отсюда и произведение концентрации ионов Н+ и ОН" при данной температуре постоянно. Это произведение называют ионным произведением воды (Kj^q)

Поскольку в воде концентрация гидратированных ионов водорода и гидроксид ионов равны, то [Н+] = [ОН"] -= 10~7 моль/л. Раствор с равными концентрациями ионов называют нейтральным; раствор, в котором [Н+] > [ОН~] — кислым; раствор, в котором [Н+] < [ОН"] — щелочным (основным). На практике использование концентрации ионов водорода для характеристики кислотности среды неудобно.

Обычно для этой цели применяют величину отрицательного десятичного логарифма концентрации водородных ионов, которую называют водородным показателем рН («пэ аш»): pH--lg[H+]. Тогда для нейтральной среды рН = -lglO"7 = 7, для кислых растворов рН < 7, для щелочных рН > 7. Пример 1 Определите концентрации ионов водорода и гидроксид ионов в 5 • 10~4 М растворе соляной кислоты. Дано: См(НС1) « 5 • 10"4 М Найти: [Н+]; [ОН"] Решение:

Так как НС1 — сильный электролит, то [Н+] будет равной молярной концентрации кислоты, т. е. Сн+ = 5 • 10~4 моль/л, Ю"14 10"14 [0Н"] = WT ~ 5 > Ю-4 ' 2 '10 М0ЛЬ/Л-Ответ: [Н+] = 5 • 10~4 моль/л; [ОН"] = 2 • 10"п моль/л. Пример 2 Определите рН 0,01 М раствора КОН. Дано: Найти: рН(р-ра) Решение: КОН — сильный электролит, и поэтому [ОН~] будет равна концентрации щелочи, т. е. [ОН"]= 10"2 моль/л. 1(Г14 КГ1 моль/л' рН - -lg[Hf] = -lglO"12 = 12. Ответ: рН = 12.