Ћекции.ќрг


ѕоиск:




 атегории:

јстрономи€
Ѕиологи€
√еографи€
ƒругие €зыки
»нтернет
»нформатика
»стори€
 ультура
Ћитература
Ћогика
ћатематика
ћедицина
ћеханика
ќхрана труда
ѕедагогика
ѕолитика
ѕраво
ѕсихологи€
–елиги€
–иторика
—оциологи€
—порт
—троительство
“ехнологи€
“ранспорт
‘изика
‘илософи€
‘инансы
’ими€
Ёкологи€
Ёкономика
Ёлектроника

 

 

 

 


≈лектрол≥тична дисоц≥ац≥€. —ильн≥ ≥ слабк≥ електрол≥ти




–ечовини, €к≥ провод€ть електричний струм у водних розчинах, називаютьс€ електрол≥тами. ÷е перш за все сол≥, кислоти, основи.

 ≥льк≥сн≥ досл≥дженн€ залежност≥ властивостей розведених розчин≥в в≥д концентрац≥њ розчиненоњ речовини показали, що пониженн€ тиску пари над розчином, п≥двищенн€ температури кип≥нн€, пониженн€ температури кристал≥зац≥њ, осмотичний тиск розчин≥в описуютьс€ одним ≥ тим же законом розведених розчин≥в –аул€Ч¬ант-√оффа (1886р.):

¬ластивост≥ розведених розчин≥в зм≥нюютьс€ пр€мо пропорц≥йно в≥дносно числа розчинених частинок, тобто молекул€рн≥й концентрац≥њ розчиненоњ речовини.

ѕроте ц≥ законом≥рност≥ ви€вились неприйн€тними до водних розчин≥в солей, кислот, основ. ” даному випадку зазначен≥ вище показники були завжди вищими, н≥ж розрахован≥ теоретично на основ≥ закону –аул€Ч¬ант-√оффа. ÷е наводило на думку про те, що при розчиненн≥ у вод≥ солей, кислот, основ њх молекули розпадаютьс€ на б≥льш др≥бн≥ частинки ≥ в результат≥ зТ€вл€Їтьс€ б≥льше частинок, н≥ж було розчинено молекул. ѕ≥двищенн€ температури кип≥нн€, пониженн€ температури плавленн€ ≥ осмотичний тиск розчин≥в залежать т≥льки в≥д числа частинок в розчин≥ ≥ не залежать в≥д њх природи.

Ќа основ≥ вивченн€ результат≥в електропров≥дност≥ розчин≥в було ви€влено, що саме сол≥, кислоти, основи у водних розчинах добре провод€ть електричний струм, тобто саме т≥ речовини, дл€ €ких спостер≥гаютьс€ в≥дхиленн€ в≥д закону розведених розчин≥в.

” 1887 роц≥ —. јррен≥ус запропонував г≥потезу йон≥зац≥њ, €ка звТ€зала ц≥ особливост≥ солей, кислот, основ з њх електропров≥дн≥стю в розчинах.

—уть г≥потези йон≥зац≥њ була у тому, що молекули солей, кислот, основ у водному розчин≥ частково розпадаютьс€ на самост≥йн≥ йони. „им б≥льше таких йон≥в, тим б≥льша електропров≥дн≥сть розчину. ” м≥ру розпаду молекул на йони зростаЇ ≥ загальне число розчинених частинок, так €к при цьому з одноњ частинки утворюЇтьс€ дв≥ чи б≥льше. ќтже, закон розведених розчин≥в справедливий ≥ дл€ водних розчин≥в солей, кислот, основ, €кщо враховувати €к самост≥йн≥ частинки не т≥льки молекули, але йони, €к≥ утворюютьс€ при розпад≥ молекул.

—. јррен≥ус був прихильником Дф≥зичноњФ теор≥њ розчин≥в ≥ не враховував взаЇмод≥ю розчиненоњ речовини з розчинником. ¬≥н вважав, що молекули розпадаютьс€ на в≥льн≥ йони, €к≥ хаотично рухаютьс€ у розчин≥ €к ≥ молекули газ≥в у газових сум≥шах.

≤.ќ.  аблуков був переконаний, що у водних розчинах м≥ст€тьс€ не в≥льн≥, а г≥дратован≥ йони, причому саме г≥дратац≥€ Ї основною причиною йон≥зац≥њ молекул.

√≥потеза йон≥зац≥њ п≥сл€ њњ експериментального п≥дтвердженн€ отримала назву теор≥њ електрол≥тичноњ дисоц≥ац≥њ.

”€вленн€ про хаотичне розпод≥ленн€ йон≥в у розчин≥ не в≥дпов≥даЇ д≥йсност≥, так €к не враховуЇ електростатичну взаЇмод≥ю м≥ж йонами. ≈лектростатична взаЇмод≥€ про€вл€Їтьс€ на в≥дносно великих в≥дстан€х ≥ в розчинах сильних електрол≥т≥в, €к≥ нац≥ло розпалис€ на йони, концентрац≥€ йон≥в значна, в≥дстан≥ м≥ж ними невелик≥. “ому електростатична взаЇмод≥€ м≥ж йонами впливаЇ на њх розпод≥ленн€ у розчин≥. ¬иникаЇ впор€дковане розпод≥ленн€ аналог≥чне розпод≥ленню йон≥в у йонних кристалах, де кожен йон оточений йонами протилежного знаку зар€ду.

“аким чином, розпод≥ленн€ йон≥в буде визначатис€ сп≥вв≥дношенн€м електростатичноњ енерг≥њ ≥ енерг≥њ хаотичного руху йон≥в.

≈лектростатичн≥ сили прагнуть створити таке розпод≥ленн€, при €кому кожний йон оточений т≥льки йонами протилежного знаку зар€ду, але цьому протид≥Ї хаотичний рух йон≥в, що призводить до безладного розпод≥ленн€. Ќасл≥дком цього Ї те, що навколо кожного йона утворюЇтьс€ своЇр≥дна йонна атмосфера, в €к≥й переважають йони протилежного у пор≥вн€нн≥ з центральним йоном знаку зар€ду.

” 1923р. голландський ф≥зик ѕ. ƒебай ≥ н≥мецький х≥м≥к-теоретик ≈. √юккель розробили теор≥ю сильних електрол≥т≥в. «а ц≥Їю теор≥Їю йони розпод≥лен≥ в обТЇм≥ розчину (в кожний даний момент) не хаотично, а у в≥дпов≥дност≥ ≥з законом њх кулон≥вськоњ взаЇмод≥њ. « цього положенн€ методом статистичноњ ф≥зики знайдено розпод≥ленн€ йон≥в р≥зних знак≥в зар€ду навколо кожного окремого йона. “аким чином, в≥дкрито ≥снуванн€ йонноњ атмосфери, €ка Ї навколо кожного йона ≥ €ка складаЇтьс€ з йон≥в протилежного центральному йону знаку зар€ду.

÷е статистично нер≥вном≥рне розпод≥ленн€ у простор≥ електричних зар€д≥в р≥зних знак≥в звТ€зано з потенц≥альною енерг≥Їю њх взаЇмного т€ж≥нн€, €ка входить €к складова частина у величину ≥зобарного потенц≥алу розчину. –озрахувавши енерг≥ю взаЇмного прит€ж≥нн€ йон≥в, можна краще зрозум≥ти вс≥ термодинам≥чн≥ властивост≥ електрол≥т≥в ≥ визначити р€д властивостей розведених розчин≥в електрол≥т≥в.

¬иход€чи з теор≥њ електрол≥тичноњ дисоц≥ац≥њ, сол≥ можна визначити €к сполуки, що у водних розчинах дають йони металу ≥ кислотного залишку; кислоти Ц сполуки, що дають у водних розчинах г≥дроген-≥они (точн≥ше йони г≥дроксон≥ю Ќ3ќ+); основи Ц сполуки, що дають у водних розчинах г≥дроксид-≥они. —полуки, молекули €ких при одних ≥ тих же умовах здатн≥ в≥дщеплювати ≥ г≥дроген-≥они, ≥ г≥дроксид-≥они, називаютьс€ амфотерними.

—л≥д зазначити, що кр≥м води йони утворюютьс€ при розчиненн≥ речовин в спиртах, оцтов≥й кислот≥, р≥дкому амон≥аку.

≈лектрол≥тична дисоц≥ац≥€ Ї процес зворотний. ” кожний момент за рахунок дисоц≥ац≥њ молекул утворюютьс€ йони, а в результат≥ з≥ткненн€ йон≥в Ц молекули:

дисоц≥ац≥€ D мол€ризац≥€.

” результат≥ встановлюЇтьс€ р≥вновага м≥ж недисоц≥йованими молекулами електрол≥т≥в ≥ йонами, що утворилис€ при њх дисоц≥ац≥њ.

«м≥на концентрац≥њ розчину в≥дбиваЇтьс€ на процесах дисоц≥ац≥њ ≥ мол€ризац≥њ. –озведенн€ розчину суттЇво не зб≥льшуЇ швидк≥сть дисоц≥ац≥њ, а швидк≥сть мол€ризац≥њ при цьому зменшуЇтьс€ внасл≥док того, що вона залежить в≥д числа з≥ткнень м≥ж р≥знойменними йонами, €ких при розведенн≥ розчину в одиниц≥ обТЇму стаЇ менше. ¬ результат≥ р≥вновага зм≥щуЇтьс€ ≥ ступ≥нь дисоц≥ац≥њ електрол≥ту при розведенн≥ розчину зростаЇ.

“еор≥€ дисоц≥ац≥њ прийн€тна лише дл€ слабких електрол≥т≥в, €к≥ €вл€ють собою нейон≥зован≥ сполуки, що утворюють йони лише при розчиненн≥. —ильн≥ електрол≥ти, серед €ких б≥льш≥сть солей, складаютьс€ ≥з йон≥в у вс≥х агрегатних станах. ѕри њх розчиненн≥ чи розплавленн≥ в≥дбуваЇтьс€ т≥льки розд≥ленн€ йон≥в Ц йон≥зац≥€, а не дисоц≥ац≥€, оск≥льки вони не складаютьс€ з молекул.  ристал сол≥, наприклад NaCl, можна розгл€дати €к одну молекулу, у вузлах кристал≥чноњ іратки €кого розм≥щен≥ йони Na+ ≥ ClЦ. ‘ормула NaCl в≥дображаЇ т≥льки найпрост≥ше сп≥вв≥дношенн€ м≥ж йонами в натр≥й хлорид≥.

…они протилежних знак≥в зар€ду, €к≥ складають йонну кристал≥чну іратку, звТ€зан≥ м≥ж собою великими електростатичними силами. ѕри переход≥ йон≥в у розчин енерг≥€ електростатичноњ взаЇмод≥њ м≥ж йонами в кристал≥чн≥й іратц≥ протиставл€Їтьс€ енерг≥њ взаЇмод≥њ йон≥в з дипольними молекулами розчинника, €кий вит€гуЇ йони з іратки в розчин. ѕри цьому йони оточуютьс€ молекулами розчинника, €к≥ утворюють навколо йона сольватну (€кщо розчинник вода Ц г≥дратну) оболонку.

якщо енерг≥€ взаЇмод≥њ йон≥в з розчинником стаЇ пор≥вн€льною з енерг≥Їю йон≥в, що коливаютьс€ б≥л€ стану р≥вноваги у кристал≥чн≥й іратц≥, то в≥дбуваЇтьс€ розчиненн€ з йон≥зац≥Їю.

¬заЇмод≥€ дипольних молекул розчинника з елементами кристал≥чноњ іратки може призвести до утворенн€ електрол≥ту нав≥ть при розчиненн≥ речовин, що мають молекул€рну кристал≥чну іратку або іратку пром≥жного типу. ѕри цьому в≥дбуваЇтьс€ розчиненн€ з дисоц≥ац≥Їю.

ƒо розчин≥в сильних електрол≥т≥в не можна застосовувати правило константи р≥вноваги. ќтже, йон≥зац≥€ сильних електрол≥т≥в Ї не р≥вноважний процес ≥ њњ, на в≥дм≥ну в≥д дисоц≥ац≥њ слабких електрол≥т≥в, треба виражати з допомогою р≥вн€нь незворотноњ реакц≥њ:

NaOH = Na+ + OHЦ;

H2SO4 = ;

ZnCl2 = Zn2+ + 2ClЦ.

Ѕагатоосновн≥ кислоти, €к правило, дисоц≥юють ступ≥нчасто. ѕерший г≥дроген-≥он в≥дриваЇтьс€ завжди легше, н≥ж наступн≥. “ому константи дисоц≥ац≥њ другоњ ≥ третьоњ стад≥њ дисоц≥ац≥њ значно менш≥, н≥ж першоњ. Ќаприклад, сульфатна кислота у перш≥й стад≥њ дисоц≥ац≥њ виступаЇ €к сильний електрол≥т, а в друг≥й Ц €к електрол≥т середньоњ сили:

HSO4Ц D H+ +SO4

.

—аме через це сульфатна кислота пор≥вн€но легко утворюЇ кисл≥ сол≥.

‘осфатна кислота Ї електрол≥том середньоњ сили. ” водному розчин≥ нав≥ть перша константа дисоц≥ац≥њ ц≥Їњ кислоти Ї мала:

H3PO4 DH+ + H2PO4Ц;

,

а наступн≥ константи дисоц≥ац≥њ ще менш≥: K 2=6,2Ј10Ц8; K 3=2,2Ј10Ц13. ќтже, у водному розчин≥ фосфатноњ кислоти йон≥в м≥ститьс€ надзвичайно мало, практично за третьою стад≥Їю фосфатна кислота майже не дисоц≥юЇ. «м≥щенн€ р≥вноваги реакц≥њ дисоц≥ац≥њ

HPO4D H+ + PO4

у б≥к утворенн€ йон≥в в≥дбуваЇтьс€ лише за умови звТ€зуванн€ йона Ќ+ у лужному середовищ≥.

ƒо слабких електрол≥т≥в в≥днос€тьс€ оцтова кислота (K =1,75Ј10Ц5), ц≥ан≥дна (K =7,2Ј10Ц10), карбонатна (K 1=4Ј10Ц7), боратна (K 1 = 5,3Ј10Ц10), сульф≥дна (K 1=8,7Ј10Ц8) та ≥н.

« розчинних у вод≥ основ сильними Ї LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, €к≥ виступають €к сильн≥ електрол≥ти. јмон≥й г≥дроксид Ї слабким електрол≥том (K =7,2Ј10Ц7). —лабким електрол≥том Ї також AgOH (K =1,1Ј10Ц4).

” в≥льному стан≥ кислоти не йон≥зован≥ ≥ не провод€ть електричний струм. “ак, р≥дкий HBr погано проводить електричний струм, але його водний розчин проводить електричний струм добре. –озчин сухого газопод≥бного HCl у бензен≥ не проводить електричний струм ≥ не реагуЇ з метал≥чним цинком. ќтже, реакц≥€ цинку з водним розчином г≥дроген хлориду у д≥йсност≥ Ї реакц≥€ цинку з йонами H+, що Ї в розчин≥.

ќбмеженн€ теор≥њ електрол≥тичноњ дисоц≥ац≥њ ви€вл€Їтьс€ у тому, що вона розгл€даЇ €к кислоти ≥ основи лише т≥ речовини, €к≥ утворюють йони H+ чи ќЌЦ у водних розчинах. “еор≥€ не уточнюЇ, чи Ї, наприклад, сухий HCl кислотою, чи в≥н стаЇ кислотою т≥льки при розчиненн≥ у вод≥. « ≥ншого боку, NH3 може утворювати ќЌЦЦ≥он т≥льки в результат≥ взаЇмод≥њ з водою:

NH3 + H2O D NH4OH D NH4+ + ќЌЦ.

ќднак немаЇ жодного експериментального доказу ≥снуванн€ нейон≥зованоњ речовини з формулою NH4OH Ц амон≥й г≥дроксид. “ак що ж €вл€Ї собою розчин амон≥аку у вод≥? “очн≥ше було б писати NH3ЈH2O.

¬≥дом≥ також сильн≥ основи, в розчинах €ких немаЇ г≥дроксильних йон≥в (—2Ќ5ќЦ+Na+; +Na+).

” концентрованих розчинах сильних електрол≥т≥в спостер≥гаютьс€ дещо менш≥ пониженн€ температури кристал≥зац≥њ або зб≥льшенн€ осмотичного тиску, н≥ж це повинно бути при повн≥й њх йон≥зац≥њ. ѕроте з цього не сл≥д робити висновки, що при зб≥льшенн≥ концентрац≥њ розчин≥в сильн≥ електрол≥ти стають слабшими.  ≥льк≥сть йон≥в сильних електрол≥т≥в у концентрованих розчинах не стаЇ меншою. ¬с≥ властивост≥ не дуже розведеного розчину електрол≥ту, що залежать в≥д концентрац≥њ йон≥в, вказують на зменшенн€ ефективноњ концентрац≥њ йон≥в. “ому дл€ характеристики властивостей йон≥в сл≥д користуватис€ њх активн≥стю, а не концентрац≥Їю. јктивн≥сть йона пропорц≥йна його ефективн≥й концентрац≥њ:

а=fЈc.

ќск≥льки активн≥сть йона менша за його концентрац≥ю, то коеф≥ц≥Їнт активност≥ f менший одиниц≥. “≥льки у дуже розведених розчинах в≥н наближаЇтьс€ до одиниц≥.

” розведених розчинах сильних електрол≥т≥в р≥зн≥ њх властивост≥ адитивн≥, тобто величини властивостей електрол≥ту Ї сумою в≥дпов≥дних властивостей йон≥в. ” концентрованих же розчинах правило адитивност≥ не витримуЇтьс€. ƒл€ концентрованих розчин≥в сильних електрол≥т≥в теор≥€ сильних електрол≥т≥в ƒеба€-√юккел€ ви€вл€Їтьс€ малоефективною.

—лабк≥ електрол≥ти дисоц≥йован≥ на йони лише частково ≥ йонна сила таких розчин≥в незначна нав≥ть при великих концентрац≥€х розчин≥в. ќтже, при розрахунках р≥вноваги реакц≥й дисоц≥ац≥њ слабких електрол≥т≥в без великоњ помилки можна користуватис€ значенн€ми концентрац≥й йон≥в ≥ молекул зам≥сть њх активностей. якщо ж розчин €вл€Ї собою сум≥ш електрол≥т≥в, то йонна сила, €ка залежить в≥д загальноњ концентрац≥њ йон≥в, може бути наст≥льки великою, що дл€ розрахунку р≥вноваги необх≥дно переходити в≥д анал≥тичних концентрац≥й до активностей нав≥ть дл€ тих йон≥в, концентрац≥€ €ких незначна. ” вираз константи р≥вноваги достатньо ввести лише активност≥ йон≥в, оск≥льки активн≥сть недисоц≥йованих молекул в дуже незначн≥й м≥р≥ залежить в≥д йонноњ сили.

 онцентрац≥ю йон≥в (моль/дм 3), знаход€ть €к добуток концентрац≥њ електрол≥ту (моль/дм 3), ступ≥нь дисоц≥ац≥њ α ≥ коеф≥ц≥Їнта z, €кий показуЇ, ск≥льки йон≥в даного типу утворюЇтьс€ при розпад≥ одноњ молекули.

ѕри дисоц≥ац≥њ слабкого електрол≥ту установлюЇтьс€ р≥вновага м≥ж недисоц≥йованими молекулами ≥ йонами.

–озгл€немо, €к приклад, дисоц≥ац≥ю оцтовоњ кислоти:

—Ќ3—ќќЌ D Ќ+ + —Ќ3—ќќЦ.

¬иход€чи ≥з закону д≥ючих мас, константа дисоц≥ац≥њ матиме вираженн€:

 онстанта дисоц≥ац≥њ K Ц це в≥дношенн€ добутку мол€рних концентрац≥й йон≥в слабкого електрол≥ту до мол€рноњ концентрац≥њ слабкого електрол≥ту у стан≥ р≥вноваги за даноњ температури. „им менша K, тим буде меншою концентрац≥€ йон≥в ≥ б≥льшою концентрац≥€ недисоц≥йованих молекул, тобто тим слабк≥шим Ї електрол≥т.

—туп≥нь дисоц≥ац≥њ α Ї в≥дношенн€ числа молекул, що розпалис€ на йони, до загального числа вс≥х вз€тих молекул слабкого електрол≥ту.

ћ≥ж ступенем дисоц≥ац≥њ ≥ константою дисоц≥ац≥њ Ї залежн≥сть.

якщо с Ц мол€рна концентрац≥€ слабкого електрол≥ту, тод≥ у стан≥ р≥вноваги концентрац≥њ продукт≥в дисоц≥ац≥њ дор≥внюють с Јα, а недисоц≥йованих молекул Ц (с Ц с Јα). ѕ≥дставл€ючи ц≥ значенн€ у вираженн€ константи дисоц≥ац≥њ, маЇмо:

ƒл€ слабких електрол≥т≥в α Ц дуже мала величина, тод≥ (1Цα) можна вважати за 1.

÷ей вираз Ї законом розведенн€ ¬. ќствальда, у €кому даЇтьс€ залежн≥сть м≥ж α, Kд ≥ загальною концентрац≥Їю слабкого електрол≥ту. ≤з цього закону випливаЇ, що ступ≥нь дисоц≥ац≥њ слабкого електрол≥ту зб≥льшуЇтьс€ при розведенн≥ його розчину.

„асто буваЇ необх≥дним зробити розчин слабкоњ кислоти чи слабкоњ основи ще менш кислим, чи лужним, не застосовуючи реакц≥ю нейтрал≥зац≥њ.

¬иход€чи ≥з закону д≥ючих мас до процесу електрол≥тичноњ дисоц≥ац≥њ, щоб зменшити концентрац≥ю Ќ+ (наприклад, при дисоц≥ац≥њ —Ќ3—ќќЌ), треба зб≥льшити концентрац≥ю —Ќ3—ќќЦ введенн€м у розчин добре дисоц≥йованоњ сол≥ оцтовоњ кислоти (наприклад Na—Ќ3COO). ѕонизити дисоц≥ац≥ю, наприклад NH4ќЌ, можна додаванн€м до розчину сильноњ основи чи добре дисоц≥йованоњ сол≥ амон≥ю (наприклад NH4—l).

ќтже, шл€хом додаткового введенн€ у розчин одного ≥з однойменних йон≥в можна пригн≥чувати дисоц≥ац≥ю цього електрол≥ту ≥, таким чином, створити необх≥дн≥ оптимальн≥ умови проведенн€ реакц≥њ.





ѕоделитьс€ с друзь€ми:


ƒата добавлени€: 2015-01-29; ћы поможем в написании ваших работ!; просмотров: 1250 | Ќарушение авторских прав


ѕоиск на сайте:

Ћучшие изречени€:

Ѕольшинство людей упускают по€вившуюс€ возможность, потому что она бывает одета в комбинезон и с виду напоминает работу © “омас Ёдисон
==> читать все изречени€...

538 - | 421 -


© 2015-2023 lektsii.org -  онтакты - ѕоследнее добавление

√ен: 0.027 с.