Неэлектролиты и электролиты
Свойства растворов относятся к коллигативным свойствам, т.е. к таким свойствам, которые зависят от концентрации частиц в растворе. Изучение свойств растворов различных веществ показало, что для большинства растворов наблюдаются отклонения от закона Р. Рауля. Например, при растворении 0,1 моля хлорида натрия в 1000 г воды понижение температуры замерзания раствора составило не 0,186о, а 0,318о, т.е. примерно в 2 раза больше теории. Ван-Гофф ввел в уравнение Р.Рауля поправочный коэффициент, который назвал изотоническим коэффициентом – отношение наблюдаемого значения к расчетному значению. Полученные экспериментальные данные привели к выводу, что при растворении вещества происходит распад (диссоциация) молекул (кристаллов) растворенного вещества в растворе на более мелкие частицы (ионы). Растворы, в которых не происходит диссоциация растворенного вещества на ионы, называются растворами неэлектролитов. Система характеризуется отсутствием ионов в растворе и не обладает ионной проводимостью. Растворы, в которых растворенное вещество распадается на ионы, называются растворами электролитов. Растворы электролитов являются ионными проводниками. Описание процесса диссоциации изложено в теории электролитической диссоциации созданной С. Аррениусом. Основные положения этой теории: 1.При растворении электролитов происходит диссоциация (распад) их молекул на заряженные частицы – ионы. 2.При диссоциации устанавливается термодинамическое равновесие между образовавшимися ионами и молекулами. 3.Величина заряда иона совпадает с валентностью атома элемента или кислотного остатка, а число положительных зарядов равно числу отрицательных зарядов. 4.В целом раствор нейтрален. Растворы электролитов проводят электрический ток. Они являются проводниками « второго рода». Согласно современной теории растворов диссоциация происходит в результате взаимодействия структурных частиц растворённого вещества (молекул, ионов) с молекулами растворителя. Хорошо диссоциируют вещества с ионной и ковалентной полярной связью. Неполярные и малополярные вещества не диссоциируют или диссоциируют очень мало. На диссоциацию электролитов в значительной степени влияет полярность растворителя. Чем выше полярность растворителя, тем выше степень диссоциации электролита. Диссоциация кислот: НСl = H+ + Cl- H2SO4 = 2H+ + SO42- CH3COOH ↔ H+ + CH3COO- С точки зрения электролитической диссоциации, кислотами называются электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах ионы водорода (Н+). Диссоциация оснований: NaOH = Na+ + OH- Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH- NH4OH ↔ NH+4 + OH- Основаниями называются электролиты, которые при диссоциации в водном растворе образуют гидроксид-ионы (ОН-). Диссоциация солей: NaCl = Na+ + Cl- NiSO4 = Ni2+ + SO42- AlPO4 ↔ Al3+ + PO43- Солями называются электролиты, которые при диссоциации в водном растворе образуют ионы металлических элементов /катионы/ (за исключением NH4+) и ионы кислотного остатка /анионы/. Сильные и слабые электролиты Изучение коллигативных свойств растворов электролитов показало, что в растворах присутствуют наряду с ионами и молекулы, так как диссоциация происходит не полностью, т.е. КА ↔ К+ + А- Долю молекул, распавшихся на ионы, характеризуют степенью диссоциации (a). Степень диссоциации – отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворённых молекул N: a = n / N. Например: a = 20 %. Это значит, что из 100 молекул электролита 20 молекул распалось на ионы. КА Û К+ + А- и в растворе присутствует 40 ионов, а также 80 нераспавшихся молекул. Всего в растворе будет присутствовать 120 частиц. Изотонический коэффициент равен 1,2 Все электролиты по степени диссоциации делятся на две группы: сильные и слабые. Электролиты, для которых при эквивалентной концентрации растворов Cн = 0,01-0,1мол/л, степень диссоциации (a) больше 50% относят к сильным. Принято, что сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы (в растворе присутствуют только в виде ионов). Электролиты, для которых при эквивалентной концентрации растворов Cн = 0,01-0,1мол/л, степень диссоциации (a) меньше, 50 % относят к слабым. Принято, что слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы (в растворе присутствуют в основном в молекулярном виде). К сильным электролитам относятся: соли, растворимые в воде; основания элементов I и II групп главных подгрупп Периодической системы элементов Д.И.Менделеева; кислоты Н2SO4, HNO3, HCl, HBr, HJ, HMnO4, HClO4, HCl03 и др. К слабым электролитам относятся: соли, не растворимые в воде; основания не растворимые в воде, за исключением NH4OH, а также элементов I и II групп главных подгрупп. кислоты органические (СН3 СООН), H2S, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, H3BO3, H3PO4. К СЛАБЫМ ЭЛЕКТРОЛИТАМ ОТНОСИТСЯ ВОДА ! ! ! Слабые электролиты имеют различную степень диссоциации, которая зависит от концентрации электролита и температуры раствора. Чтобы исключить влияние концентрации электролита для характеристики диссоциации, используют константу диссоциации. Так как диссоциация является обратимым процессом КА <=>К+ + А- то по закону действующих масс:
В состоянии равновесия
отсюда .
Константа равновесия в этом случае характеризует диссоциацию электролита и называется константой диссоциации / KД /. KД зависит от температуры и не зависит от концентрации раствора. По величине KД можно судить о силе электролита. Например: Для одной и той же температуры KД (NH4OH) = 1,79∙10-5; KД (СН3СООН) = 1,75∙10-5; KД (HСN) = 4,79∙10-10. Самым слабым электролитом является HСN, имеющая наименьшее значение константы диссоциации. ©2015 arhivinfo.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.
|