Слабые электролиты
Слабые электролиты - вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе. К слабым электролитам относятся:
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;
Они плохо проводят (или почти не проводят) электрический ток.
Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.
Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах (a = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).
Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H 2 O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле-Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.
Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации a и исходную концентрацию вещества c в растворе.
HAn = H + + An - .
Константа равновесия К р этой реакции и есть константа диссоциации К д:
К д = . / . (10.11)
Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита С и его степень диссоциации α, то получим:
К д = С. α . С. α/С. (1-α) = С. α 2 /1-α. (10.12)
Это отношение называют законом разбавления Оствальда . Для очень слабых электролитов при α<<1 это уравнение упрощается:
К д = С. α 2 . (10.13)
Это позволяет заключить, что при бесконечном разбавлении степень диссоциации α стремится к единице.
Протолитическое равновесие в воде:
,
,
При постоянной температуре в разбавленных растворах концентрация воды в воде постоянна и равна 55,5 , ()
, (10.15)
где K в – ионное произведение воды.
Тогда =10 -7 . На практике из-за удобства измерения и записи используют величину – водородный показатель, (критерий) силы кислоты или основания. По аналогии .
Из уравнения (11.15): .
При рН=7 – реакция раствора нейтральная, при рН<7 – кислая, а при pH>7 – щелочная.
При нормальных условиях (0°С):
, тогда
Рисунок 10.4 - pH различных веществ и систем
10.7 Растворы сильных электролитов
Сильные электролиты - это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO 4 , H 2 SO 4 ,HNO 3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH) 2 ,Sr(OH) 2 ,Ca(OH) 2).
В растворе сильного электролита растворённое вещество находится, в основном, в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.
Принципиальное отличие сильных электролитов от слабых состоит в том, что равновесие диссоциации сильных электролитов полностью смещено вправо:
H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ,
а потому константа равновесия (диссоциации) оказывается величиной неопределённой. Снижение электропроводности при увеличении концентрации сильного электролита обусловлено электростатическим взаимодействием ионов.
Голландский ученый Петрус Йозефус Вильгельмус Дебай и немецкий ученый Эрих Хюккель, предложив модель, которая легла в основу теории сильных электролитов, постулировали:
1) электролит полностью диссоциирует, но в сравнительно разбавленных растворах (С М = 0,01 моль. л -1);
2) каждый ион окружён оболочкой из ионов противоположного знака. В свою очередь, каждый из этих ионов сольватирован. Это окружение называется ионной атмосферой. При электролитическом взаимодействии ионов противоположных знаков необходимо учитывать влияние ионной атмосферы. При движении катиона в электростатическом поле ионная атмосфера деформируется; она сгущается перед ним и разрежается позади него. Эта асимметрия ионной атмосферы оказывает тем более тормозящее действие движению катиона, чем выше концентрация электролитов и чем больше заряд ионов. В этих системах становится неоднозначным понятие концентрации и должно заменяться активностью. Для бинарного одно-однозарядного электролита КatAn = Kat + + An - активности катиона(а +) и аниона (а -) соответственно равны
а + = γ + . С + , а - = γ - . С - , (10.16)
где С + и С - - аналитические концентрации соответственно катиона и аниона;
γ + и γ - - их коэффициенты активности.
|
Определить активности каждого иона в отдельности невозможно, поэтому для одно-однозарядных электролитов пользуются средними геометрическими значениями активностей я
и коэффициентов активностей.
Таких электролитов близка к 1.
К сильным электролитам относятся многие неорганические соли , некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты , амиды и др.).
Wikimedia Foundation . 2010 .
Смотреть что такое "Сильные электролиты" в других словарях:
сильные электролиты - – электролиты, которые в водных растворах практически полностью диссоциированы. Общая химия: учебник / А. В. Жолнин … Химические термины
Вещества, обладающие ионной проводимостью; их называют проводниками второго рода прохождение тока через них сопровождается переносом вещества. К электролитам относятся расплавы солей, оксидов или гидроксидов, а также (что встречается значительно… … Энциклопедия Кольера
Электролиты - жидкие или твердые вещества, в которых в результате электролитической диссоциации образуются в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение постоянного электрического тока. Электролиты в растворах… … Энциклопедический словарь по металлургии
Электролит химический термин, обозначающий вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы. Примерами электролитов могут служить кислоты, соли и основания. Электролиты проводники второго рода,… … Википедия
В широком смысле жидкие или твёрдые в ва и системы, в к рых присутствуют в заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение по ним электрич. тока (ионную проводимость); в узком смысле в ва, распадающиеся в р ре на ионы. При растворении Э.… … Физическая энциклопедия
В ва, в к рых в заметной концентрации присутствуют ионы, обусловливающие прохождение электрич. тока (ионную проводимость). Э. также наз. проводниками второго рода. В узком смысле слова Э. в ва, молекулы к рых в р ре вследствие электролитической… … Химическая энциклопедия
- (от Электро... и греч. lytos разлагаемый, растворимый) жидкие или твёрдые вещества и системы, в которых присутствуют в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение электрического тока. В узком смысле Э.… … Большая советская энциклопедия
У этого термина существуют и другие значения, см. Диссоциация. Электролитическая диссоциация процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении. Содержание 1 Диссоциация в растворах 2 … Википедия
Электролит вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако само вещество электрический ток не проводит. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований.… … Википедия
ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ - ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ, распад находящихся в растворе электролитов на электрически заряженные ионы. Коеф. вант Гоффа. Вант Гофф (van t Ной) показал,что осмотическое давление раствора равно давлению, к рое производило бы растворенное… … Большая медицинская энциклопедия
Книги
- Явление возврата Ферми-Паста-Улама и его некоторые приложения. Исследование возврата Ферми-Паста-Улама в различных нелинейных средах и разработка генераторов спектра ФПУ для медицины , Березин Андрей. Эта книга будет изготовлена в соответствии с Вашим заказом по технологии Print-on-Demand. Основные результаты работы заключаются в следующем. В рамках системы связанных уравнений Кортевега…
Слабые электролиты - вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе. К слабым электролитам относятся:
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;
Они плохо проводят (или почти не проводят) электрический ток.
Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.
Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах (a = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).
Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H 2 O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле-Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.
Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации a и исходную концентрацию вещества c в растворе.
HAn = H + + An - .
Константа равновесия К р этой реакции и есть константа диссоциации К д:
К д = . / . (10.11)
Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита С и его степень диссоциации α, то получим:
К д = С. α . С. α/С. (1-α) = С. α 2 /1-α. (10.12)
Это отношение называют законом разбавления Оствальда . Для очень слабых электролитов при α<<1 это уравнение упрощается:
К д = С. α 2 . (10.13)
Это позволяет заключить, что при бесконечном разбавлении степень диссоциации α стремится к единице.
Протолитическое равновесие в воде:
,
,
При постоянной температуре в разбавленных растворах концентрация воды в воде постоянна и равна 55,5 , ()
, (10.15)
где K в – ионное произведение воды.
Тогда =10 -7 . На практике из-за удобства измерения и записи используют величину – водородный показатель, (критерий) силы кислоты или основания. По аналогии .
Из уравнения (11.15): .
При рН=7 – реакция раствора нейтральная, при рН<7 – кислая, а при pH>7 – щелочная.
При нормальных условиях (0°С):
, тогда
Рисунок 10.4 - pH различных веществ и систем
10.7 Растворы сильных электролитов
Сильные электролиты - это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO 4 , H 2 SO 4 ,HNO 3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH) 2 ,Sr(OH) 2 ,Ca(OH) 2).
В растворе сильного электролита растворённое вещество находится, в основном, в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.
Принципиальное отличие сильных электролитов от слабых состоит в том, что равновесие диссоциации сильных электролитов полностью смещено вправо:
H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ,
а потому константа равновесия (диссоциации) оказывается величиной неопределённой. Снижение электропроводности при увеличении концентрации сильного электролита обусловлено электростатическим взаимодействием ионов.
Голландский ученый Петрус Йозефус Вильгельмус Дебай и немецкий ученый Эрих Хюккель, предложив модель, которая легла в основу теории сильных электролитов, постулировали:
1) электролит полностью диссоциирует, но в сравнительно разбавленных растворах (С М = 0,01 моль. л -1);
2) каждый ион окружён оболочкой из ионов противоположного знака. В свою очередь, каждый из этих ионов сольватирован. Это окружение называется ионной атмосферой. При электролитическом взаимодействии ионов противоположных знаков необходимо учитывать влияние ионной атмосферы. При движении катиона в электростатическом поле ионная атмосфера деформируется; она сгущается перед ним и разрежается позади него. Эта асимметрия ионной атмосферы оказывает тем более тормозящее действие движению катиона, чем выше концентрация электролитов и чем больше заряд ионов. В этих системах становится неоднозначным понятие концентрации и должно заменяться активностью. Для бинарного одно-однозарядного электролита КatAn = Kat + + An - активности катиона(а +) и аниона (а -) соответственно равны
а + = γ + . С + , а - = γ - . С - , (10.16)
где С + и С - - аналитические концентрации соответственно катиона и аниона;
γ + и γ - - их коэффициенты активности.
|
Определить активности каждого иона в отдельности невозможно, поэтому для одно-однозарядных электролитов пользуются средними геометрическими значениями активностей я
и коэффициентов активностей:
Коэффициент активности по Дебаю-Хюккелю зависит, по крайней мере, от температуры, диэлектрической проницаемости растворителя (ε) и ионной силы (I); последняя служит мерой интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе.
Для данного электролита ионная сила выражается уравнением Дебая-Хюккеля:
Ионная сила в свою очередь равна
где С – аналитическая концентрация;
z – заряд катиона или аниона.
Для одно-однозарядного электролита ионная сила совпадает с концентрацией. Таким образом, NaCl и Na 2 SO 4 при одинаковых концентрациях будит иметь разные ионные силы. Сопоставление свойств растворов сильных электролитов можно проводить только тогда, когда ионные силы одинаковы; даже небольшие примеси резко изменяют свойства электролита.
Рисунок 10.5 - Зависимость
В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. К - константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита. Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.
Электроли́т - вещество, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, что происходит в растворах и расплавах, или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов. Примерами электролитов могут служить водные растворы кислот, солей и оснований и некоторые кристаллы (например, иодид серебра, диоксид циркония).
Как определить сильные и слабые электролиты
Одновременно в электролите протекают процессы ассоциации ионов в молекулы. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации. Чаще всего подразумевают водный раствор, содержащий те или иные ионы (напр., «всасывание электролитов» в кишечнике). Многокомпонентный раствор для электроосаждения металлов, а также травления и др. (технический термин, например электролит золочения).
Основным объектом исследования и разработки в гальванотехнике являются электролиты для обработки поверхности и нанесения на неё покрытий. При химическом травлении металлов названия электролитов определяется названием основных кислот или щелочей, способствующих растворению металла. Так формируется групповое название электролитов. Иногда разница (особенно в величине поляризуемости) между электролитами разных групп нивелируется добавками, содержащимися в электролитах.
Электролиты и электролитическая диссоциация
Поэтому такое название не может являться классификационным (то есть групповым), а должно служить дополнительным подгрупповым наименованием электролита. Если плотность электролита во всех ячейках аккумулятора нормальная или близка к норме (1,25-1,28 г/см3), а НРЦ не ниже 12,5 В, то необходимо проверить на обрыв цепи внутри аккумулятора. При низкой плотности электролита во всех ячейках батарею следует зарядить до стабилизации плотности.
В технике[править править вики-текст]
При переходе от одного состояния в другое, показатели напряжения и плотности электролита линейно изменяются в определенных пределах (рис.4 и табл.1). Чем глубже происходит разряд аккумулятора, тем ниже плотность электролита. Соответственно, в объеме электролита содержится количество серной кислоты, необходимое для полного использования в реакции активного вещества пластин.
Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов - катионов и анионов. Степень диссоциации часто выражают в процентах. Это объясняется тем, что концентрации металлических меди и серебра введены в константу равновесия.
Объясняется это тем, что концентрация воды во время реакций в водных растворах изменяется очень незначительно. Поэтому принимается, что концентрация остается постоянной и вводится в константу равновесия. Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций.
Термин электролит широко используется в биологии и медицине. Процесс распада молекул в растворе или расплаве электролита на ионы называется электролитической диссоциацией. Поэтому в электролитах диссоциирована определённая доля молекул вещества. Между этими двумя группами чёткой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом - слабого.
ЭЛЕКТРОЛИТЫ – вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.
НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ – вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.
Диссоциация – распад соединений на ионы.
Степень диссоциации – отношение числа продиссоциированных на ионы молекул к общему числу молекул в растворе.
СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.
При написании уравнений диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства.
К сильным электролитам относятся:
· Растворимые соли (смотри таблицу растворимости );
· Многие неорганические кислоты: HNO 3 , H 2 SO 4 ,HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , HCl, HBr, HI (смотри кислоты-сильные электролиты в таблице растворимости );
· Основания щелочных (LiOH, NaOH,KOH) и щелочноземельных (Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2) металлов (смотри основания-сильные электролиты в таблице растворимости ).
СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.
При написании уравнений диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости.
К слабым электролитам относятся:
· Почти все органические кислоты и вода (Н 2 О);
· Некоторые неорганические кислоты: H 2 S, H 3 PO 4 ,HClO 4 , H 2 CO 3 , HNO 2 , H 2 SiO 3 (смотри кислоты-слабые электролиты в таблице растворимости );
· Нерастворимые гидроксиды металлов (Mg(OH) 2 ,Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) (смотри основания- c лабые электролиты в таблице растворимости ).
На степень электролитической диссоциации влияет ряд факторов:
природа растворителя и электролита : сильными электролитами являются вещества с ионными и ковалентными сильно-полярными связями; хорошей ионизирующей способностью, т.е. способностью вызывать диссоциацию веществ, обладают растворители с большой диэлектрической проницаемостью, молекулы которых полярны (например, вода);
температура : поскольку диссоциация - процесс эндотермический, повышение температуры повышает значение α;
концентрация : при разбавлении раствора степень диссоциации возрастает, а с увеличением концентрации - уменьшается;
стадия процесса диссоциации : каждая последующая стадия менее эффективна, чем предыдущая, примерно в 1000–10 000 раз; например, для фосфорной кислоты α 1 > α 2 > α 3:
H3PО4⇄Н++H2PО−4 (первая стадия, α 1),
H2PО−4⇄Н++HPО2−4 (вторая стадия, α 2),
НPО2−4⇄Н++PО3−4 (третья стадия, α 3).
По этой причине в растворе данной кислоты концентрация ионов водорода наибольшая, а фосфат-ионов РО3−4 - наименьшая.
1. Растворимость и степень диссоциации вещества между собой не связаны. Например, слабым электролитом является хорошо (неограниченно) растворимая в воде уксусная кислота.
2. В растворе слабого электролита меньше других содержится тех ионов, которые образуются на последней стадии электролитической диссоциации
На степень электролитической диссоциации влияет также добавление других электролитов : например, степень диссоциации муравьиной кислоты
HCOOH ⇄ HCOO − + H +
уменьшается, если в раствор внести немного формиата натрия. Эта соль диссоциирует с образованием формиат-ионов HCOO − :
HCOONa → HCOO − + Na +
В результате в растворе концентрация ионов НСОО– повышается, а согласно принципу Ле Шателье, повышение концентрации формиат-ионов смещает равновесие процесса диссоциации муравьиной кислоты влево, т.е. степень диссоциации уменьшается.
Закон разбавления Оствальда - соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводностиразбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:
Здесь - константа диссоциации электролита, - концентрация, и - значения эквивалентной электропроводности при концентрации и при бесконечном разбавлении соответственно. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства
где - степень диссоциации.
Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 году и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.
Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель рН Вода представляет собой слабый амфотерный электролит: Н2О Н+ + ОН- или, более точно: 2Н2О= Н3О+ + ОН- Константа диссоциации воды при 25оС равна: Такое значение константы соответствует диссоциации одной из ста миллионов молекул воды, поэтому концентрацию воды можно считать постоянной и равной 55,55 моль/л (плотность воды 1000 г/л, масса 1 л 1000 г, количество вещества воды 1000г:18г/моль=55,55 моль, С=55,55 моль: 1 л =55,55 моль/л). Тогда Эта величина постоянная при данной температуре (25оС), она называется ионным произведением воды KW: Диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому с повышением температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье диссоциация усиливается, ионное произведение возрастает и достигает при 100оС значения 10-13. В чистой воде при 25оС концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой: = = 10-7 моль/л Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой, называются нейтральными. Если к чистой воде прибавить кислоту, концентрация ионов водорда повысится и станет больше, чем 10-7 моль/л, среда станет кислой, при этом концентрация ионов гидроксила мгновенно изменится так, чтобы ионное произведение воды сохранило свое значение 10-14. Тоже самое будет происходить и при добавлении к чистой воде щелочи. Концентрации ионов водорода и гидроксила связаны между собой через ионное произведение, поэтому, зная концентрацию одного из ионов, легко вычислить концентрацию другого. Например, если = 10-3 моль/л, то = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л, или, если = 10-2 моль/л, то = KW/ = 10-14/10-2 = 10-12 моль/л. Таким образом, концентрация ионов водорода или гидроксила может служить количественной характеристикой кислотности или щелочности среды. На практике пользуются не концентрациями ионов водорода или гидроксила, а водородным рН или гидроксильным рОН показателями. Водородный показатель рН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода: рН = - lg Гидроксильный показатель рОН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов гидроксила: рОН = - lg Легко показать, прологарифмировав ионное произведение воды, что рН + рОН = 14 Если рН среды равен 7 - среда нейтральная, если меньше 7 - кислая, причем чем меньше рН, тем выше концентрация ионов водорода. pН больше 7 – среда щелочная, чем больше рН, тем выше концентрация ионов гидроксила.