kvm-mtv.ru → Гороскопы

Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации Классификация электролитов по значениям степени диссоциации

Константа диссоциации записана через равновесные концентрации . Но более
правильно, как нам известно (п. 8.10), записывать ее через равновесные активности :

2. Электролиты подразделяются на кислоты и основания. Условимся придерживаться представления Бренстеда–Лоури .

а) Кислота - это донор протона ; отдавая протон (в реакции диссоциации),
она переходит в сопряженное основание, а основание - это акцептор протона ;
связывая протон, основание превращается в сопряженную кислоту.

I. действительное присоединение протона, например:
в) Следовательно, и для слабых кислот, и для слабых оснований можно записать единое уравнение:

Заряды RH и R не указываются, т.к. для разных веществ они могут быть различными.

б) Но для оснований часто пользуются также константами основности К b , например:

в) Какова связь K b с K a ? Для той же кислотно–основной пары, аналогично
(11.5, в), можно записать:

(Концентрация воды в процессе подобных реакций практически не меняется;
поэтому ее при расчете констант K a не учитывают). Нетрудно видеть, что

Вещества, которые в растворах или расплавах полностью или частично распадаются на ионы, называются электролитами .

Степень диссоциации a
- это отношение числа молекул, распавшихся на ионы N¢ к общему числу растворенных молекул N:

Степень диссоциации выражают в процентах или в долях единицы. Если a =0, то диссоциация отсутствует и вещество не является электролитом. В случае если a =1, то электролит полностью распадается на ионы.

Классификация электролитов

Согласно современным представлениям теории растворов все электролиты делятся на два класса: ассоциированные (слабые) и неассоциированные (сильные). Неассоциированные электролиты в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Для этого класса электролитов a близко к единице (к 100 %). Неассоциированными электролитами являются, например, HCl, NaOH, K 2 SO 4 в разбавленных водных растворах.

Ассоциированные электролиты подразделяются на три типа:

Слабые электролиты существуют в растворах как в виде ионов, так и в виде недиссоциированных молекул. Примерами ассоциированных электролитов этой группы являются, в частности, Н 2 S, Н 2 SO 3 , СН 3 СOОН в водных растворах.

Ионные ассоциаты образуются в растворах путем ассоциации простых ионов за счет электростатического взаимодействия. Ионные ассоциаты возникают в концентрированных растворах хорошо растворимых электролитов. В результате в растворе находятся как простые ионы, так и ионные ассоциаты. Например, в концентрированном водном растворе КCl образуются простые ионы К + , Cl - , а также возможно образование ионных пар (К + Cl - ), ионных тройников (K 2 Cl + , KCl 2 - ) и ионных квадруполей (K 2 Cl 2 , KCl 3 2- , K 3 Cl 2+).

Комплексные соединения

комплексных ионов

При таком подходе один и тот же электролит может относиться к различным типам в зависимости от концентрации раствора, вида растворителя и температуры. Подтверждением этому являются данные, приведенные в таблице.

Характеристика растворов KI в различных растворителях

Приближенно, для качественных рассуждений можно пользоваться устаревшим делением электролитов на сильные и слабые. Выделение группы электролитов “средней силы” не имеет смысла. Эти электролиты являются ассоциированными. К слабым электролитам обычно относят электролиты, степень диссоцииации которых мала a <<1.

Таким образом, к сильным электролитам относятся разбавленные водные растворы почти всех хорошо растворимых в воде солей, многие разбавленные водные растворы минеральных кислот (НС1, HBr, НNО 3 , НС1O 4 и др.), разбавленные водные растворы гидроксидов щелочных металлов. К слабым электролитам принадлежат все органические кислоты в водных растворах, некоторые водные растворы неорганических кислот, например, H 2 S, HCN, H 2 CO 3 , HNO 2 , HСlO и др. К слабым электролитам относится и вода.

Диссоциация электролитов

Уравнение реакции диссоциации сильного электролита можно представить следующим образом. Между правой и левой частями уравнения реакции диссоциации сильного электролита ставится стрелка или знак равенства:

HCl H + + Cl - .

Na 2 SO 3 = 2Na + + SO 3 2- .

Допускается также ставить знак обратимости, однако в этом случае указывается направление, в котором смещается равновесие диссоциации, или указывается, что a 1. Например:


		Na + + OH - .

Диссоциация кислых и основных солей в разбавленных водных растворах протекает следующим образом:

NaHSO 3 Na + + HSO 3 - .

Анион кислой соли будет диссоциировать в незначительной степени, поскольку является ассоциированным электролитом:

HSO 3 - H + + SO 3 2- .

Аналогичным образом происходит диссоциация основных солей:

Mg(OH)Cl MgOH + + Cl- .

Катион основной соли подвергается дальнейшей диссоциации как слабый электролит:

MgOH + Mg 2+ + OH - .

Двойные соли в разбавленных водных растворах рассматриваются как неассоциированные электролиты:

KAl(SO 4) 2 K + + Al 3+ + 2SO 4 2- .

Комплексные соединения в разбавленных водных растворах практически полностиью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы:

K 3 3K + + 3- .

В свою очередь, комплексный ион в незначительной степени подвергается дальнейшей диссоциации:

3- Fe 3+ + 6CN - .

Константа диссоциации

При растворении слабого электролита АК в растворе установится равновесие:

КА К + + А - ,

которое количественно описывается величиной константы равновесия К д, называемой константой диссоциации:

Константа диссоциации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе слабого электролита. Например, в растворе азотистой кислоты HNO 2 ионов Н + больше, чем в растворе синильной кислоты HCN, поскольку К(HNO 2) = 4,6·10 - 4 , а К(HCN) = 4,9·10 - 10 .

Для слабых I-I электролитов (HCN, HNO 2 , CH 3 COOH) величина константы диссоциации К д связана со степенью диссоциации и концентрацией электролита c уравнением Оствальда:

Для практических расчетов при условии, что <<1 используется приближенное уравнение

Поскольку процесс диссоциации слабого электролита обратим, то к нему применим принцип Ле Шателье. В частности, добавление CH 3 COONa к водному раствору CH 3 COOH вызовет подавление собственной диссоциации уксусной кислоты и уменьшение концентрации протонов. Таким образом, добавление в раствор ассоциированного электролита веществ, содержащих одноименные ионы, уменьшает его степень диссоциации.

Следует отметить, что константа диссоциации слабого электролита связана с изменением энергии Гиббса в процессе диссоциации этого электролита соотношением:

D G T 0 = - RTlnK д. (13.5)

Уравнение (13.5) используется для расчета констант диссоциации слабых электролитов по термодинамическим данным.

Примеры решения задач
Определить концентрацию ионов калия и фосфат-ионов в 0,025 М растворе K 3 PO 4 .

Решение. K 3 PO 4 – сильный электролит и в водном растворе диссоциирован нацело:

K 3 PO 4 3 К + + РО 4 3- .

Следовательно, концентрации ионов К + и РО 4 3- равны соответственно 0,075М и 0,025М.

Определить степень диссоциации a д и концентрацию ионов ОН - (моль/л) в 0,03 М растворе NH 4 OH при 298 К, если при указанной температуре К д (NH 4 OH) = 1,76× 10 - 5 .

Решение. Уравнение диссоциации электролита: NH 4 OH NH 4 + + OH - .

Концентрации ионов: = ca ; = ca , где c – исходная концентрация NH 4 OH моль/л. Следовательно:

Поскольку a << 1, то К д » сa 2 . Константа диссоциации

зависит от температуры и от природы растворителя, но не зависит от концентрации растворов NH 4 OH. Закон разбавления Оствальда выражает зависимость a слабого электролита от концентрации.

или 2,4 %

Откуда = 2,4·10 - 2 ·0,03 = 7,2·10 -4 моль/л.

Определить константу диссоциации уксусной кислоты, если степень диссоциации CH 3 CОOH в 0,002 М растворе равна 9,4 %.

Решение. Уравнение диссоциации кислоты:

CH 3 CОOH СН 3 СОО - + Н + .

Откуда [Н + ] = 9,4·10 - 2 ·0,002 = 1,88·10 - 4 М.

Так как = [Н + ] и » c исх (CH 3 CОOH), то

Константу диссоциации можно также найти по формуле: К д » ca 2 .

Константа диссоциации HNO 2 при 298К равна 4,6× 10 - 4 . Найти концентрацию азотистой кислоты, при которой степень диссоциации HNO 2 равна 5 %.

К д ca 2 , откуда получаем c исх (HNO 2) = 4,6·10 - 4 /(5·10 - 2) 2 = 0,184 М.

. На основе справочных данных рассчитать константу диссоциации муравьиной кислоты при 298 К.

Решение. Уравнение диссоциации муравьиной кислоты

НСООН Н + + СООН- .

В “Кратком справочнике физико–химических величин” под редакцией А.А. Равделя и А.М. Пономаревой приведены значения энергий Гиббса образований ионов в растворе, а также гипотетически недиссоциированных молекул. Значения энергий Гиббса для муравьиной кислоты и ионов Н + и СООН - в водном растворе приведены ниже:

Изменение энергии Гиббса процесса диссоциации равно

G T 0 = - 351,5- (- 373,0) = 21,5 кДж/моль.

Для расчета константы диссоциации используем уравнение (13.5). Из этого уравнения получаем:
lnK д = - D G T 0 /RT= - 21500/(8,31 298) = - 8,68.

Откуда находим: K д = 1,7× 10 - 4 .

Задачи для самостоятельного решения

Степень электролитической диссоциации

Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Другими словами, различные электролиты, согласно теории С. Аррениуса, диссоциируют на ионы в различной степени. Полнота распада (сила электролита) характеризуется количественной величиной – степенью диссоциации.

Степень диссоциации (α – греческая буква альфа) -это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n ), к общему числу растворенных молекул (N ):

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации электролита, температуры.

1. Зависимость степени диссоциации от природы: чем полярнее химическая связь в молекуле электролита и растворителя, темсильнее выражен процесс диссоциации электролита на ионы и тем выше значение степени диссоциации.

2. Зависимость степени диссоциации от концентрации электролита : с уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается.

3. Зависимость степени диссоциации от температуры : степень диссоциации возрастает при повышении температуры (повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии растворённых частиц, что способствует распаду молекул на ионы).

Сильные и слабые электролиты

В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% - средними, менее 3% - слабыми электролитами.

Классификация электролитов в зависимости от степени электролитической диссоциации (памятка)

Классификация электролитов

Сильные электролиты

Средние электролиты

Слабые электролиты

Значение степени диссоциации (α)

α >30%

3 %≤α≤30%

α <3%

Примеры

1. Растворимые соли;

2. Сильные кислоты (НСl, HBr, HI, НNО 3 , НClO 4 , Н 2 SO 4(разб.));

3. Сильные основания – щёлочи.

H 3 PO 4

H 2 SO 3

1. Почти все органические кислоты (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH и др.);

2. Некоторые неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S и др.);

3. Почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca 3 (PO 4) 2 ; Cu(OH) 2 ; Al(OH) 3 ; NH 4 OH);

4. Вода.

Если бы электролиты полностью диссоциировали на ионы, то осмотическое давление (и другие пропорциональные ему величины) всегда было бы в целое число раз больше значений, наблюдаемых в растворах неэлектролитов. Но ещё Вант-Гофф установил, что коэффициент i

выражается дробными числами, которые с разбавлением раствора возрастают, приближаясь к целым числам.

Аррениус объяснил этот факт тем, что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы, и ввёл понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

Позже было установлено что электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты в водных растворах диссоциированны практически нацело. Понятие степени диссоциации к ним по существу неприменимо, а отклонение изотонического коэффициента i

от целочисленных значений объясняется другими причинами. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично. Поэтому число ионов в растворах сильных электролитов больше, чем в растворах слабых той же концентрации. И если в растворах слабых электролитов С

ионов мала, расстояние между ними велики и взаимодействие ионов друг с другом незначительно, то в не очень разбавленных растворах сильных электролитов среднее расстояние между ионами вследствие значительной концентрации сравнительно мало. В таких растворах ионы не вполне свободны, движение их стеснено взаимным притяжением друг к другу. Благодаря этому притяжению каждый ион как бы окружен шарообразным роем противоположно заряженных ионов, получившим название «ионной атмосферы».

К сильным электролитам принадлежат все соли; из важнейших кислот и оснований к ним относятся HNO3, H2SO4, HClO4, HCl, HBr, HI, KOH, NaOH, Ba(OH)2, и Ca(OH)2.

К слабым электролитам относятся большинство органических кислот, а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат H2CO3, H2S, HCN, H2SiO3 и NH4OH.

Степень диссоциации принято обозначать греческой буквой a и выражать либо в долях единицы, либо в процентах.

Сильные и слабые электролиты

Кислоты, основания и соли в водных растворах диссоциируют — распадаются на ионы. Этот процесс может быть обратимым или необратимым.

При необратимой диссоциации в растворах все вещество или почти все распадается на ионы. Это характерно для сильных электролитов (рис. 10.1, а, с. 56). К сильным электролитам относятся некоторые кислоты и все растворимые в воде соли и основания (гидроксиды щелочных и щелочноземельных элементов) (схема 5, с. 56).

Рис. 10.1. Сравнение числа ионов в растворах с одинаковым исходным количеством электролита: а — хлоридная кислота (сильный электролит); б — нитритная кислота

(слабый электролит)

Схема 5. Классификация электролитов по силе

При обратимой диссоциации протекает два противоположных процесса: одновременно с распадом вещества на ионы (диссоциацией) происходит обратный процесс объединения ионов в молекулы вещества (ассоциация). Благодаря этому часть вещества в растворе существует в виде ионов, а часть — в виде молекул (рис. 10.1, б). Электролиты,

которые при растворении в воде распадаются на ионы только частично, называют слабыми электролитами. К их числу относится вода, многие кислоты, а также нерастворимые гидроксиды и соли (схема 5).

В уравнениях диссоциации слабых электролитов вместо обычной стрелки записывают двунаправленную стрелку (знак обратимости):

Силу электролитов можно объяснить полярностью химической связи, которая разрывается при диссоциации. Чем более полярна связь, тем легче под действием молекул воды она превращается в ионную, следовательно, тем сильнее электролит. В солях и гидроксидах полярность связи наибольшая, поскольку между ионами металлических элементов, кислотными остатками и гидроксид-ионами существует ионная связь, поэтому все растворимые соли и основания — сильные электролиты. В оксигенсодержащих кислотах при диссоциации разрывается связь O-H, полярность которой зависит от качественного и количественного состава кислотного остатка. Силу большинства оксигенсодержащих кислот можно определить, если обычную формулу кислоты записать в виде E(OH) m O n . Если в этой формуле будет n < 2 — кислота слабая, если n >2 — сильная.

Зависимость силы кислот от состава кислотного остатка

Степень диссоциации

Силу электролитов количественно характеризует степень электролитической диссоциации а, показывающая долю молекул вещества, которые распались в растворе на ионы.

Степень диссоциации а равна отношению числа молекул N или количества вещества n, распавшегося на ионы, к общему числу молекул N 0 или количеству растворенного вещества n 0:

Степень диссоциации можно выражать не только в долях единицы, но и в процентах:

Значение а может изменяться от 0 (диссоциация отсутствует) до 1, или 100 % (полная диссоциация). Чем лучше распадается электролит, тем больше значение степени диссоциации.

По значению степени электролитической диссоциации электролиты часто разделяют не на две, а на три группы: сильные, слабые и электролиты средней силы. Сильными электролитами считают те, степень диссоциации которых более 30 %, а слабыми — со степенью менее 3 %. Электролиты с промежуточными значениями а — от 3 % до 30 % — называют электролитами средней силы. По этой классификации таковыми считаются кислоты: HF, HNO 2 , H 3 PO 4 , H 2 SO 3 и некоторые другие. Две последние кислоты являются электролитами средней силы только по первой стадии диссоциации, а по другим — это слабые электролиты.

Степень диссоциации — величина переменная. Она зависит не только от природы электролита, но и от его концентрации в растворе. Эту зависимость впервые определил и исследовал Вильгельм Оствальд. Сегодня ее называют законом разведения Оствальда: при разбавлении раствора водой, а также при повышении температуры степень диссоциации увеличивается.

Вычисление степени диссоциации

Пример. В одном литре воды растворили гидроген флуорид количеством вещества 5 моль. Полученный раствор содержит 0,06 моль ионов Гидрогена. Определите степень диссоциации флуоридной кислоты (в процентах).

Запишем уравнение диссоциации флуоридной кислоты:

При диссоциации из одной молекулы кислоты образуется один ион Гидрогена. Если в растворе содержится 0,06 моль ионов H+, это означает, что продиссоцииро-вало 0,06 моль молекул гидроген флуорида. Следовательно, степень диссоциации равна:

Выдающийся немецкий физико-химик, лауреат Нобелевской премии по химии 1909 года. Родился в Риге, учился в Дерптском университете, где начал преподавательскую и научную деятельность. В 35 лет переехал в Лейпциг, где возглавил Физико-химический институт. Изучал законы химического равновесия, свойства растворов, открыл закон разведения, названный его именем, разработал основы теории кислотно-основного катализа, много времени уделял истории химии. Основал первую в мире кафедру физической химии и первый физико-химический журнал. В личной жизни обладал странными привычками: чувствовал отвращение к стрижке, а со своим секретарем общался исключительно при помощи велосипедного звонка.

Ключевая идея

Диссоциация слабых электролитов — обратимый процесс, а сильных —

необратимый.

Контрольные вопросы

116. Дайте определение сильных и слабых электролитов.

117. Приведите примеры сильных и слабых электролитов.

118. Какую величину используют для количественной характеристики силы электролита? Является ли она постоянной в любых растворах? Как можно увеличить степень диссоциации электролита?

Задания для усвоения материала

119. Приведите по одному примеру соли, кислоты и основания, которые являются: а) сильным электролитом; б) слабым электролитом.

120. Приведите пример вещества: а) двухосновная кислота, которая по первой стадии является электролитом средней силы, а по второй — слабым электролитом; б) двухосновная кислота, которая по обеим стадиями является слабым электролитом.

121. В некоторой кислоте по первой стадии степень диссоциации составляет 100 %, а по второй — 15 %. Какая кислота это может быть?

122. Каких частиц больше в растворе гидроген сульфида: молекул H 2 S, ионов H+, ионов S 2- или ионов HS - ?

123. Из приведенного перечня веществ отдельно выпишите формулы: а) сильных электролитов; б) слабых электролитов.

NaCl, HCl, NaOH, NaNO 3 , HNO 3 , HNO 2 , H 2 SO 4 , Ba(OH) 2 , H 2 S, K 2 S, Pb(NO 3) 2 .

124. Составьте уравнения диссоциации стронций нитрата, меркурий(11) хлорида, кальций карбоната, кальций гидроксида, сульфидной кислоты. В каких случаях диссоциация происходит обратимо?

125. В водном растворе натрий сульфата содержится 0,3 моль ионов. Какую массу этой соли использовали для приготовления такого раствора?

126. В растворе гидроген флуорида объемом 1 л содержится 2 г этой кислоты, а количество вещества ионов Гидрогена составляет 0,008 моль. Какое количество вещества флуорид-ионов в этом растворе?

127. В трех пробирках содержатся одинаковые объемы растворов хлорид-ной, флуоридной и сульфидной кислот. Во всех пробирках количества вещества кислот равны. Но в первой пробирке количество вещества ионов Гидрогена составляет 3 . 10 -7 моль, во второй — 8 . 10 -5 моль, а в третьей — 0,001 моль. В какой пробирке содержится каждая кислота?

128. В первой пробирке содержится раствор электролита, степень диссоциации которого составляет 89 %, во второй — электролит со степенью диссоциации 8 %о, а в третьей — 0,2 %о. Приведите по два примера электролитов разных классов соединений, которые могут содержаться в этих пробирках.

129*. В дополнительных источниках найдите информацию о зависимости силы электролитов от природы веществ. Установите зависимость между строением веществ, природой химических элементов, которые их образуют, и силой электролитов.

Это материал учебника