Помощничек
Главная | Обратная связь


Археология
Архитектура
Астрономия
Аудит
Биология
Ботаника
Бухгалтерский учёт
Войное дело
Генетика
География
Геология
Дизайн
Искусство
История
Кино
Кулинария
Культура
Литература
Математика
Медицина
Металлургия
Мифология
Музыка
Психология
Религия
Спорт
Строительство
Техника
Транспорт
Туризм
Усадьба
Физика
Фотография
Химия
Экология
Электричество
Электроника
Энергетика

Ступінь дисоціації a - це відношення числа моліів електроліту, який розпався на іони, до його загальної концентрації в розчині

Основами називаються електроліти, які у водних розчинах утворюють негативно заряджені гідроксид-іони і не дають ніяких інших негативних іонів.

У тому випадку, коли в розчині речовини, окрім негативно заряджених гідроксид-іонів присутні і негативно заряджені іони кислотного залишку, електролітичній дисоціації піддається не основа, а основна сіль.

Дисоціація солей. Нормальні солі (середні) при розчиненні у воді утворюють позитивно заряджені іони металу і негативно заряджені іони кислотного залишку

NaCl ® Na+ + Cl-

Al(NO3)3 ® Al3+ + 3NO3-

K3PO4 ® 3K+ + PO43-

З погляду теорії електролітичної дисоціації середньою сіллю називається електроліт, який у водних розчинах утворює позитивно заряджені іони металу і негативно заряджені іони кислотного залишку.

2)

ІЗОТОНІЧНИЙ КОЕФІЦІЄНТ (коефіцієнт Вант-Гоффа) використовується при розрахунках ізотонічних концентрацій розчинів електролітів як за законом Вант-Гоффа, так і за рівнянням Менделєєва-Клапейрона. Це пов’язано з тим, що відповідно до закону Вант-Гоффа осмотичний тиск знаходиться в прямолінійній залежності від концентрації розчинених речовин. Лінійна­ залежність для більшості речовин неелектролітів має місце при концентраціях ≤1·10² моль/л і може бути виражена рівнянням:

P = CRT,

де P — осмотичний тиск, Па; С — концентрація розчиненої речовини моль/л (молярна концентрація може бути замінена на моляльну — моль/кг); R — газова стала; T — температура, °К.

Для розчинів електролітів осмотичний тиск більше розрахованого в і разів. У зв’язку з цим для розчинів електролітів закон Вант-Гоффа має таке значення:

P = і CRT,

де і — ізотонічний коефіцієнт (і>1), який показує, у скільки разів збільшується кількість часток при дисоціації порівняно з недисоційованою речовиною.

3) У 1887 р. шведський учений Арреніус запропонував теорію електролітичної дисоціації, суть якої зводиться до наступного: речовини, розчини яких є електролітами, при розчиненні розпадаються на частинки (іони), що несуть позитивні і негативні заряди.

Основні положення теорії електролітичної дисоціації

1) Електроліти під час розчинення у воді розпадаються (дисоціюють) на позитивно й негативно заряджені йони. Розпад на йони здійснюється під дією диполів води.
2) Йони в розчині перебувають у гідратованому стані, тобто вони оточені диполями води.
3) Під дією електричного струму позитивно заряджені йони (катіони) рухаються до катода, негативно заряджені (аніони) — до анода. Завдяки руху йонів розчини електролітів проводять електричний струм.
4) У розчинах на йони розпадаються речовини з йонним і ковалентним полярним зв’язком.

4) ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ (— процес розпаду молекул або кристалів речовин на іони під дією полярних молекул розчинника. Поряд з полярністю молекул розчинника важливе значення має його діелектрична проникність (ε). Діелектрична проникність розчинника показує, у скільки разів сила взаємодії між двома зарядами у даному середовищі менша, ніж у вакуумі.

5) Дисоціація речовин з іонним зв'язком протікає в три стадії:
1.спочатку хаотично рухаються молекули води у іонів кристалу орієнтуються до них протилежно зарядженими полюсами - відбувається орієнтація.

2.потім диполі води притягуються, взаємодіють з іонами поверхневого шару кристала відбувається гідратація.

3.молекула води, переміщаючись в розчин, захоплюють з собою гідратовані іони. Відбувається дисоціація.

Аналогічно, але на одну стадію більше (диск № 2: дисоціація речовин з ковалентно-полярної зв'язком):
-орієнтація -гідратація -----іонізація, тобто перетворення ковалентно-полярного зв'язку в іонну. -дисоціація

 

6) Ступінь електролітичної дисоціації. Здатність електроліта дисоціювати на іоні кількісно оцінюється за допомогою ступеня дисоціації a.

Ступінь дисоціації a - це відношення числа моліів електроліту, який розпався на іони, до його загальної концентрації в розчині

Ступінь дисоціації — відношення числа молекул N, що розпалися на йони, до загального числа розчинених молекул : . Ступінь дисоціації виражається в частках одиниці або у відсотках.
Якщо ступінь дисоціації менший 3 %, то електроліт називається слабким, якщо більший 30 % — сильним. Електроліти, ступінь дисоціації яких лежить у межах від 3 до 30 %, називаються електролітами середньої сили.

7)Електроліти- речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм за рахунок іонів, що утворюються внаслідок Е.д. Електроліти в розчинах по-різному дисоцію­ють на іони. Кількісною характеристикою розпаду молекул на іони є ступінь дисоціації α. У розчинах слабких електролітів ступінь дисоціації менше 3%. Електроліти середньої сили мають значення α понад 3% і менше 30%, α сильних електролітів понад 30%. Сильними електролітами є розчинні основи (луги): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2i Ba(OH)2; сильні мінеральні кислоти: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4 і розчинні солі. До електролітів середньої сили належать деякі органічні кислоти (НСООН, Н2С2О4), мінеральні кислоти (HNO2, H2SO3, H3PO4, HF), основи Mg (OH)2, TІOH та солі — CdCl2, ZnCl2, HgCl2. До слабких електролітів належать малорозчинні основи, амфотерні гідроксиди, слабкі мінеральні кислоти (H2S, HCN, H2CO3, H3BO3, H2SiO3), майже всі органічні кислоти, вода, гідрат аміаку.

8)Константа електролітичної дисоціації. Оскільки електролітична дисоціація слабких електролітів є оборотним процесом, то вона підкоряється закону діючих мас. Таким чином, для процесу дисоціації слабкого електроліту можна записати константу рівноваги. Як приклад розглянемо дисоціацію слабкого електроліту КА:

КА Û К+ + А-.

Позначимо концентрацію іонів як [K+] і [A-], а концентрацію недисоційованих молекул через [КА]. Тоді константу рівноваги запишемо так:

[K+] [A-]

Кр =

[КА] .

Константа рівноваги слабкого електроліту називається константою дисоціації Кдис. Вона як і ступінь дисоціації, є кількісною мірою здатності речовини дисоціювати в розчині. Чим менше значення Кдис, тим слабкіше електроліт, і навпаки, чим більше Кдис, тим краще дисоціює розчинена речовина. Константа дисоціації не залежить від концентрації розчину, а залежить від температури. Вона має розмірність концентрації (моль/л).

 

9) Між константою і ступенем електролітичної дисоціації існує взаємозв'язок, відомий під назвою закону розбавлення Оствальда. Запишемо рівняння дисоціації слабкого бінарного електроліта типа КА:

КА Û К+ + А-

Зако́н розба́влення О́ствальда — співвідношення, що виражає залежність еквівалентної електропровідності розведеного розчину бінарного слабкого електроліту від концентрації розчину.

Де К — константа дисоціації електроліту, с — концентрація, λ і λ∞ — значення еквівалентної електропровідності відповідно при концентрації і при нескінченному розведенні. Це співвідношення є наслідком закону діючих мас і рівності

де α — ступінь дисоціації.

10)ДОБУТОК РОЗЧИННОСТІ (ДР, КS)—добуток рівноважнихконцентрацій іонів у насиченому розчині малорозчинного сильного електроліту. Показники ступеня для концентрацій, які входять у ДР, дорівнюють стехіометричним коефіцієнтам у рівнянні дисоціації електроліту. Для кожного електроліту при певній температурі і в певному розчиннику ДР є стала величина. Сталість ДР виводять із закону діючих мас згідно з рівновагою тверда фаза її насичений розчин.




©2015 studenchik.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.