Teória elektrolytickej disociácie navrhol švédsky vedec S. Arrhenius v roku 1887.

Elektrolytická disociácia- ide o rozklad molekúl elektrolytu za vzniku kladne nabitých (katióny) a záporne nabitých (anióny) iónov v roztoku.

Napríklad kyselina octová sa disociuje takto: vodný roztok:

CH3COOH⇄H++CH3COO-.

Disociácia je reverzibilný proces. Ale rôzne elektrolyty disociujú inak. Stupeň závisí od povahy elektrolytu, jeho koncentrácie, povahy rozpúšťadla, vonkajšie podmienky(teplota, tlak).

Stupeň disociácie α - pomer počtu molekúl rozpadnutých na ióny k celkový počet molekuly:

a=v'(x)/v(x).

Stupeň sa môže meniť od 0 do 1 (od žiadnej disociácie až po jej úplné dokončenie). Udáva sa v percentách. Určené experimentálne. Keď elektrolyt disociuje, počet častíc v roztoku sa zvyšuje. Stupeň disociácie udáva silu elektrolytu.

Rozlišovať silný A slabé elektrolyty.

Silné elektrolyty- sú to tie elektrolyty, ktorých stupeň disociácie presahuje 30%.

Stredne silné elektrolyty- sú to tie, ktorých stupeň disociácie sa pohybuje od 3 % do 30 %.

Slabé elektrolyty- stupeň disociácie vo vodnom 0,1 M roztoku je menší ako 3 %.

Príklady slabých a silných elektrolytov.

Silné elektrolyty v zriedených roztokoch sa úplne rozpadajú na ióny, t.j. α = 1. Experimenty však ukazujú, že disociácia nemôže byť rovná 1, má približnú hodnotu, ale nie je rovná 1. Toto nie je skutočná disociácia, ale zdanlivá.

Napríklad, nech nejaké spojenie α = 0,7. Tie. podľa Arrheniovej teórie v roztoku „pláva“ 30 % nedisociovaných molekúl. A 70% tvorilo voľné ióny. A elektrostatická teória dáva inú definíciu tohto pojmu: ak α = 0,7, potom sú všetky molekuly disociované na ióny, ale ióny sú voľné len na 70 % a zvyšných 30 % je viazaných elektrostatickými interakciami.

Zjavný stupeň disociácie.

Stupeň disociácie závisí nielen od povahy rozpúšťadla a rozpustenej látky, ale aj od koncentrácie roztoku a teploty.

Disociačná rovnica môže byť reprezentovaná takto:

AK ⇄ A- + K + .

A stupeň disociácie možno vyjadriť takto:

Keď sa koncentrácia roztoku zvyšuje, stupeň disociácie elektrolytu klesá. Tie. hodnota stupňa pre konkrétny elektrolyt nie je konštantná hodnota.

Keďže disociácia je reverzibilný proces, rovnice rýchlosti reakcie možno zapísať takto:

Ak je disociácia rovnovážna, potom sú rýchlosti rovnaké a ako výsledok dostaneme rovnovážna konštanta(disociačná konštanta):

K závisí od povahy rozpúšťadla a teploty, ale nezávisí od koncentrácie roztokov. Z rovnice je zrejmé, že čím viac nedisociovaných molekúl je, tým nižšia je hodnota disociačnej konštanty elektrolytu.

Polybázické kyseliny disociovať postupne a každý krok má svoju vlastnú hodnotu disociačnej konštanty.

Ak sa viacsýtna kyselina disociuje, potom sa prvý protón najľahšie odstráni, ale so zvyšujúcim sa nábojom aniónu sa zvyšuje príťažlivosť, a preto sa protón odstraňuje oveľa ťažšie. Napríklad,

Disociačné konštanty kyseliny ortofosforečnej v každom kroku by sa mali značne líšiť:

I - fáza:

II - etapa:

III - fáza:

V prvom stupni je kyselina ortofosforečná stredne silná a v 2. stupni je slabá, v 3. stupni je veľmi slabá.

Príklady rovnovážnych konštánt pre niektoré roztoky elektrolytov.

Pozrime sa na príklad:

Ak sa do roztoku obsahujúceho ióny striebra pridá kovová meď, potom by v momente rovnováhy mala byť koncentrácia iónov medi väčšia ako koncentrácia striebra.

Ale konštanta má nízku hodnotu:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Čo naznačuje, že v čase, keď sa dosiahla rovnováha, sa rozpustilo veľmi málo chloridu strieborného.

Koncentrácie kovovej medi a striebra sú zahrnuté v rovnovážnej konštante.

Iónový produkt vody.

Nižšie uvedená tabuľka obsahuje nasledujúce údaje:

Táto konštanta sa nazýva iónový produkt vody, ktorá závisí len od teploty. Podľa disociácie pripadá jeden hydroxidový ión na 1 H+ ión. IN čistá voda koncentrácia týchto iónov je rovnaká: [ H + ] = [OH - ].

Odtiaľ, [ H + ] = [OH-] = = 10-7 mol/l.

Ak do vody pridáte cudzorodú látku, napríklad kyselinu chlorovodíkovú, koncentrácia vodíkových iónov sa zvýši, ale iónový produkt vody nezávisí od koncentrácie.

A ak pridáte zásadu, koncentrácia iónov sa zvýši a množstvo vodíka sa zníži.

Koncentrácia a sú vzájomne prepojené: čím väčšia je jedna hodnota, tým menšia je druhá.

Kyslosť roztoku (pH).

Kyslosť roztokov sa zvyčajne vyjadruje koncentráciou iónov H+. V kyslom prostredí pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10-7 mol/l, v alkalickom prostredí - pH> 10-7 mol/l.
Kyslosť roztoku sa vyjadruje záporným logaritmom koncentrácie vodíkových iónov, čo sa nazýva pH.

pH = -lg[ H + ].

Vzťah medzi konštantou a stupňom disociácie.

Zvážte príklad disociácie kyseliny octovej:

Nájdime konštantu:

Molárna koncentrácia C=1/V, dosaďte ho do rovnice a získajte:

Tieto rovnice sú Chovateľský zákon W. Ostwalda, podľa ktorého disociačná konštanta elektrolytu nezávisí od riedenia roztoku.

Všetky látky možno rozdeliť na elektrolyty a neelektrolyty. Medzi elektrolyty patria látky, ktorých roztoky alebo taveniny vedú elektrický prúd (napríklad vodné roztoky alebo taveniny KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3). Neelektrolytové látky nevedú pri roztavení alebo rozpustení elektrický prúd (cukor, alkohol, acetón a pod.).

Elektrolyty sa delia na silné a slabé. Silné elektrolyty v roztokoch alebo taveninách sa úplne disociujú na ióny. Pri písaní rovníc chemické reakcie toto je zvýraznené šípkou v jednom smere, napríklad:

HCl→ H + + Cl -

Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH -

Medzi silné elektrolyty patria látky s heteropolárnou alebo iónovou kryštálovou štruktúrou (tabuľka 1.1).

Tabuľka 1.1 Silné elektrolyty

Slabé elektrolyty sa len čiastočne rozpadajú na ióny. Spolu s iónmi obsahujú taveniny alebo roztoky týchto látok v drvivej väčšine nedisociované molekuly. V riešeniach slabé elektrolyty Paralelne s disociáciou nastáva opačný proces - asociácia, teda spojenie iónov do molekúl. Pri písaní reakčnej rovnice je to zdôraznené dvoma protiľahlými šípkami.

CH3COOH D CH3COO - + H +

Medzi slabé elektrolyty patria látky s homeopolárnym typom kryštálovej mriežky (tab. 1.2).

Tabuľka 1.2 Slabé elektrolyty

Rovnovážny stav slabého elektrolytu vo vodnom roztoku je kvantitatívne charakterizovaný stupňom elektrolytickej disociácie a elektrolytickou disociačnou konštantou.

Stupeň elektrolytickej disociácie α je pomer počtu molekúl disociovaných na ióny k celkovému počtu molekúl rozpusteného elektrolytu:

Stupeň disociácie ukazuje, aká časť celkový počet rozpustený elektrolyt sa rozkladá na ióny a závisí od povahy elektrolytu a rozpúšťadla, ako aj od koncentrácie látky v roztoku, má bezrozmernú hodnotu, aj keď sa zvyčajne vyjadruje v percentách. Pri nekonečnom riedení roztoku elektrolytu sa stupeň disociácie blíži k jednote, čo zodpovedá úplnej, 100%, disociácii molekúl rozpustenej látky na ióny. Pre roztoky slabých elektrolytov α<<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.

Vo všeobecnosti možno reverzibilnú chemickú reakciu znázorniť ako:

a A+ b B D d D+ e E

Reakčná rýchlosť je priamo úmerná súčinu koncentrácie reagujúcich častíc v mocninách ich stechiometrických koeficientov. Potom na priamu reakciu

V1 = k 1 [A] a[B] b,

a rýchlosť spätnej reakcie

V2 = k 2 [D] d[E] e.

V určitom okamihu sa rýchlosť doprednej a spätnej reakcie vyrovná, t.j.

Tento stav sa nazýva chemická rovnováha. Odtiaľ

k 1 [A] a[B] b=k 2 [D] d[E] e

Zoskupením konštánt na jednej strane a premenných na druhej strane dostaneme:

Pre reverzibilnú chemickú reakciu v rovnovážnom stave je teda súčin rovnovážnych koncentrácií produktov reakcie v mocninách ich stechiometrických koeficientov, vztiahnuté na rovnaký produkt pre východiskové látky, konštantná hodnota pri danej teplote a tlaku. . Číselná hodnota chemickej rovnovážnej konštanty TO nezávisí od koncentrácie reaktantov. Napríklad rovnovážna konštanta pre disociáciu kyseliny dusitej v súlade so zákonom o pôsobení hmoty môže byť zapísaná ako:

HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -

.

Veľkosť K a sa nazýva disociačná konštanta kyseliny, v tomto prípade dusnej.

Podobne je vyjadrená aj disociačná konštanta slabej bázy. Napríklad pre reakciu disociácie amoniaku:

NH3 + H20 DNH4 + + OH -

.

Veľkosť K b sa nazýva disociačná konštanta zásady, v tomto prípade amoniaku. Čím vyššia je disociačná konštanta elektrolytu, tým silnejšie elektrolyt disociuje a tým vyššia je koncentrácia jeho iónov v roztoku v rovnovážnom stave. Existuje vzťah medzi stupňom disociácie a disociačnou konštantou slabého elektrolytu:

Toto je matematické vyjadrenie Ostwaldovho zákona riedenia: keď sa slabý elektrolyt zriedi, stupeň jeho disociácie sa zvyšuje.Pre slabé elektrolyty pri TO≤1∙ 10-4 a S≥0,1 mol/l použite zjednodušený výraz:

TO= α 2 ∙S alebo α

Príklad 1. Vypočítajte stupeň disociácie a koncentráciu iónov a [NH 4 + ] v 0,1 M roztoku hydroxidu amónneho, ak TO NH40H = 1,76.10-5

Dané: NH4OH

TO NH40H = 1,76.10-5

Riešenie:

Pretože elektrolyt je dosť slabý ( K NH40H =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

alebo 1,33 %

Koncentrácia iónov v binárnom roztoku elektrolytu sa rovná C∙α, keďže binárny elektrolyt ionizuje za vzniku jedného katiónu a jedného aniónu, potom = [ NH 4 + ] = 0,1∙1,33∙10 -2 = 1,33∙10 -3 (mol/l).

odpoveď: a = 1,33 %; = [NH4+] = 1,33.10-3 mol/l.

Silná teória elektrolytov

Silné elektrolyty v roztokoch a taveninách sa úplne disociujú na ióny. Experimentálne štúdie elektrickej vodivosti roztokov silných elektrolytov však ukazujú, že jej hodnota je trochu podhodnotená v porovnaní s elektrickou vodivosťou, ktorá by mala byť pri 100% disociácii. Tento rozpor sa vysvetľuje teóriou silných elektrolytov, ktorú navrhli Debye a Hückel. Podľa tejto teórie v roztokoch silných elektrolytov dochádza k elektrostatickej interakcii medzi iónmi. Okolo každého iónu je vytvorená „iónová atmosféra“ z iónov opačného znamienka náboja, ktorá bráni pohybu iónov v roztoku pri prechode jednosmerného elektrického prúdu. Okrem elektrostatickej interakcie iónov je v koncentrovaných roztokoch potrebné brať do úvahy aj asociáciu iónov. Vplyvom interiónových síl vzniká efekt neúplnej disociácie molekúl, t.j. zjavný stupeň disociácie. Experimentálne stanovená hodnota α je vždy o niečo nižšia ako skutočná α. Napríklad v 0,1 M roztoku Na2S04 je experimentálna hodnota α = 45 %. Na zohľadnenie elektrostatických faktorov v roztokoch silných elektrolytov sa používa pojem aktivita (A). Aktivita iónu je efektívna alebo zdanlivá koncentrácia, pri ktorej ión pôsobí v roztoku. Aktivita a skutočná koncentrácia sú spojené výrazom:

Kde f – koeficient aktivity, ktorý charakterizuje mieru odchýlky systému od ideálu v dôsledku elektrostatických interakcií iónov.

Koeficienty iónovej aktivity závisia od hodnoty µ, ktorá sa nazýva iónová sila roztoku. Iónová sila roztoku je mierou elektrostatickej interakcie všetkých iónov prítomných v roztoku a rovná sa polovici súčtu súčinov koncentrácií (s) každý z iónov prítomných v roztoku na štvorec svojho nábojového čísla (z):

.

V zriedených roztokoch (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c a koeficient aktivity je 1. To znamená, že prakticky neexistujú žiadne elektrostatické interakcie. Vo veľmi koncentrovaných roztokoch (µ>1M) môžu byť koeficienty aktivity iónov väčšie ako jedna. Vzťah medzi aktivitným koeficientom a iónovou silou roztoku je vyjadrený vzorcami:

pri µ <10 -2

pri 10-2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z 2 µ pri 0,1<µ <1

Rovnovážna konštanta vyjadrená aktivitou sa nazýva termodynamická. Napríklad na reakciu

a A+ b B d D+ e E

Termodynamická konštanta má tvar:

Závisí od teploty, tlaku a povahy rozpúšťadla.

Keďže aktivita častice je

Kde TO C je koncentračná rovnovážna konštanta.

Význam TO C závisí nielen od teploty, povahy rozpúšťadla a tlaku, ale aj od iónovej sily m. Keďže termodynamické konštanty závisia od najmenšieho počtu faktorov, sú teda najzákladnejšími charakteristikami rovnováhy. Preto sú to termodynamické konštanty, ktoré sú uvedené v referenčných knihách. Termodynamické konštanty niektorých slabých elektrolytov sú uvedené v prílohe tohto návodu. = 0,024 mol/l.

Keď sa náboj iónu zvyšuje, koeficient aktivity a aktivita iónu klesá.

Otázky na sebaovládanie:

1. Čo je ideálny systém? Vymenujte hlavné príčiny odchýlky reálneho systému od ideálneho.
2. Ako sa nazýva stupeň disociácie elektrolytov?
3. Uveďte príklady silných a slabých elektrolytov.
4. Aký vzťah existuje medzi disociačnou konštantou a stupňom disociácie slabého elektrolytu? Vyjadrite to matematicky.
5. čo je aktivita? Ako súvisí aktivita iónu a jeho skutočná koncentrácia?
6. Aký je koeficient aktivity?
7. Ako náboj iónu ovplyvňuje koeficient aktivity?
8. Aká je iónová sila roztoku, jeho matematické vyjadrenie?
9. Napíšte vzorce na výpočet koeficientov aktivity jednotlivých iónov v závislosti od iónovej sily roztoku.
10. Formulujte zákon hromadnej akcie a vyjadrite ho matematicky.
11. Čo je termodynamická rovnovážna konštanta? Aké faktory ovplyvňujú jeho hodnotu?
12. Aká je koncentračná rovnovážna konštanta? Aké faktory ovplyvňujú jeho hodnotu?
13. Ako súvisia termodynamické a koncentračné rovnovážne konštanty?
14. V akých medziach sa môžu hodnoty koeficientu aktivity meniť?
15. Aké sú hlavné princípy teórie silných elektrolytov?

Silné elektrolyty, keď sa rozpustia vo vode, takmer úplne disociujú na ióny, bez ohľadu na ich koncentráciu v roztoku.

Preto sa v disociačných rovniciach silných elektrolytov používa znamienko rovnosti (=).

Silné elektrolyty zahŕňajú:

rozpustné soli;

Mnoho anorganických kyselín: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Zásady tvorené alkalickými kovmi (LiOH, NaOH, KOH atď.) a kovmi alkalických zemín (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Slabé elektrolyty vo vodných roztokoch disociujú na ióny len čiastočne (reverzibilne).

Preto sa v disociačných rovniciach slabých elektrolytov používa znak reverzibility (⇄).

Medzi slabé elektrolyty patria:

Takmer všetky organické kyseliny a voda;

Niektoré anorganické kyseliny: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 atď.;

Nerozpustné hydroxidy kovov: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 atď.

Rovnice iónovej reakcie

Rovnice iónovej reakcie
Chemické reakcie v roztokoch elektrolytov (kyselín, zásad a solí) prebiehajú za účasti iónov. Konečný roztok môže zostať číry (produkty sú vysoko rozpustné vo vode), ale jedným z produktov bude slabý elektrolyt; v iných prípadoch dôjde k zrážaniu alebo vývinu plynu.

Pre reakcie v roztokoch zahŕňajúcich ióny sa zostavuje nielen molekulová rovnica, ale aj úplná iónová rovnica a krátka iónová rovnica.
V iónových rovniciach sa podľa návrhu francúzskeho chemika K. -L. Podľa Bertholleta (1801) sú všetky silné, ľahko rozpustné elektrolyty zapísané vo forme iónových vzorcov a sedimenty, plyny a slabé elektrolyty sú zapísané vo forme molekulových vzorcov. Tvorba zrážok je označená znakom „šípka nadol“ (↓) a tvorba plynov znakom „šípka nahor“ (). Príklad napísania reakčnej rovnice pomocou Bertholletovho pravidla:

a) molekulová rovnica
Na2C03 + H2SO4 = Na2S04 + CO2 + H2O
b) úplná iónová rovnica
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - plyn, H2O - slabý elektrolyt)
c) krátka iónová rovnica
C032- + 2H+ = C02 + H20

Zvyčajne sa pri písaní obmedzujú na stručnú iónovú rovnicu, pričom pevné činidlá sú označené indexom (t), plynné činidlá indexom (g). Príklady:

1) Cu(OH)2(t) + 2HN03 = Cu(N03)2 + 2H20
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H20
Cu(OH)2 je prakticky nerozpustný vo vode
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(úplné a krátke iónové rovnice sú rovnaké)
3) CaC03(t) + C02(g) + H20 = Ca(HC03)2
CaC03(s) + C02(g) + H20 = Ca2+ + 2HC03-
(väčšina kyslých solí je vysoko rozpustná vo vode).

Ak do reakcie nie sú zapojené silné elektrolyty, iónová forma rovnice chýba:

Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H20

LÍSTOK č. 23

Hydrolýza solí

Hydrolýza soli je interakcia iónov soli s vodou za vzniku mierne disociujúcich častíc.

Hydrolýza, doslova, je rozklad vodou. Definovaním reakcie hydrolýzy soli týmto spôsobom zdôrazňujeme, že soli v roztoku sú vo forme iónov a že hnacou silou reakcie je tvorba mierne disociujúcich častíc (všeobecné pravidlo pre mnohé reakcie v roztokoch).

K hydrolýze dochádza iba v tých prípadoch, keď ióny vytvorené v dôsledku elektrolytickej disociácie soli - katión, anión alebo oboje dohromady - sú schopné tvoriť slabo disociujúce zlúčeniny s vodnými iónmi, a to zase nastane, keď katión je silne polarizujúci (katión slabej zásady) a anión sa ľahko polarizuje (anión slabej kyseliny). Tým sa mení pH prostredia. Ak katión tvorí silnú zásadu a anión tvorí silnú kyselinu, nepodliehajú hydrolýze.

1. Hydrolýza soli slabej zásady a silnej kyseliny prejde cez katión, môže sa vytvoriť slabá zásada alebo zásaditá soľ a pH roztoku sa zníži

2. Hydrolýza soli slabej kyseliny a silnej zásady prejde aniónom, môže vzniknúť slabá kyselina alebo kyslá soľ a pH roztoku sa zvýši

3. Hydrolýza soli slabej zásady a slabej kyseliny zvyčajne úplne prechádza za vzniku slabej kyseliny a slabej zásady; pH roztoku sa mierne líši od 7 a je určené relatívnou silou kyseliny a zásady

4. Nedochádza k hydrolýze soli silnej zásady a silnej kyseliny

Otázka 24 Klasifikácia oxidov

Oxidy sa nazývajú komplexné látky, ktorých molekuly zahŕňajú atómy kyslíka v oxidačnom stave - 2 a nejaký ďalší prvok.

Oxidy možno získať priamou interakciou kyslíka s iným prvkom, alebo nepriamo (napríklad pri rozklade solí, zásad, kyselín). Za normálnych podmienok sa oxidy vyskytujú v pevnom, kvapalnom a plynnom stave; tento typ zlúčenín je v prírode veľmi bežný. Oxidy sa nachádzajú v zemskej kôre. Hrdza, piesok, voda, oxid uhličitý sú oxidy.

Oxidy tvoriace soli Napríklad,

CuO + 2HCl -> CuCl2 + H20.

CuO + SO3 → CuSO4.

Oxidy tvoriace soli- Sú to oxidy, ktoré tvoria soli v dôsledku chemických reakcií. Ide o oxidy kovov a nekovov, ktoré pri interakcii s vodou vytvárajú zodpovedajúce kyseliny a pri interakcii so zásadami zodpovedajúce kyslé a normálne soli. Napríklad, Oxid meďnatý (CuO) je oxid tvoriaci soľ, pretože napríklad pri reakcii s kyselinou chlorovodíkovou (HCl) vzniká soľ:

CuO + 2HCl -> CuCl2 + H20.

V dôsledku chemických reakcií možno získať ďalšie soli:

CuO + SO3 → CuSO4.

Nesolitvorné oxidy Sú to oxidy, ktoré netvoria soli. Príklady zahŕňajú CO, N20, NO.

Ktoré sú v dynamickej rovnováhe s nedisociovanými molekulami. Medzi slabé elektrolyty patrí väčšina organických kyselín a veľa organických zásad vo vodných a nevodných roztokoch.

Slabé elektrolyty sú:

• takmer všetky organické kyseliny a voda;
• niektoré anorganické kyseliny: HF, HClO, HClO 2, HNO 2, HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 2 SO 3 atď.;
• niektoré málo rozpustné hydroxidy kovov: Fe(OH) 3, Zn(OH) 2 atď.; ako aj hydroxid amónny NH4OH.

Literatúra

• M. I. Ravich-Sherbo. V. V. Novikov „Fyzikálna a koloidná chémia“ M: Vyššia škola, 1975

Nadácia Wikimedia. 2010.

Pozrite sa, čo sú „slabé elektrolyty“ v iných slovníkoch:

slabé elektrolyty- – elektrolyty, ktoré sa vo vodných roztokoch mierne disociujú na ióny. Proces disociácie slabých elektrolytov je reverzibilný a riadi sa zákonom hromadného pôsobenia. Všeobecná chémia: učebnica / A. V. Žolnin ... Chemické termíny

Látky s iónovou vodivosťou; Nazývajú sa vodičmi druhého druhu, prechod prúdu cez ne je sprevádzaný prenosom hmoty. Elektrolyty zahŕňajú roztavené soli, oxidy alebo hydroxidy, ako aj (čo sa výrazne vyskytuje... ... Collierova encyklopédia

V širšom zmysle ide o kvapalné alebo pevné systémy, v ktorých sú ióny prítomné v značnej koncentrácii, čo spôsobuje prechod elektriny cez ne. prúd (iónová vodivosť); v užšom zmysle in va, ktoré sa rozpadajú v p re na ióny. Pri rozpúšťaní E....... Fyzická encyklopédia

Elektrolyty- kvapalné alebo tuhé látky, v ktorých v dôsledku elektrolytickej disociácie vznikajú ióny v akejkoľvek badateľnej koncentrácii spôsobujúce prechod jednosmerného elektrického prúdu. Elektrolyty v roztokoch...... Encyklopedický slovník hutníctva

In va, v ktorom sú ióny prítomné v viditeľných koncentráciách, čo spôsobuje prechod elektriny. prúd (iónová vodivosť). E. tiež volal. vodiče druhého druhu. V užšom zmysle slova E. in va, molekuly, ktoré sú v pre v dôsledku elektrolytického ... ... Chemická encyklopédia

- (z Electro... a gréckeho lytos rozložené, rozpustné) kvapalné alebo pevné látky a systémy, v ktorých sú prítomné ióny v akejkoľvek nápadnej koncentrácii, spôsobujúce prechod elektrického prúdu. V užšom zmysle E....... Veľká sovietska encyklopédia

Tento výraz má iné významy, pozri Disociácia. Elektrolytická disociácia je proces rozkladu elektrolytu na ióny, keď sa rozpúšťa alebo topí. Obsah 1 Disociácia v riešeniach 2 ... Wikipedia

Elektrolyt je látka, ktorej tavenina alebo roztok vedie elektrický prúd v dôsledku disociácie na ióny, ale samotná látka elektrický prúd nevedie. Príkladmi elektrolytov sú roztoky kyselín, solí a zásad.... Wikipedia

Elektrolyt je chemický pojem označujúci látku, ktorej tavenina alebo roztok vedie elektrický prúd v dôsledku disociácie na ióny. Príklady elektrolytov zahŕňajú kyseliny, soli a zásady. Elektrolyty sú vodičmi druhého druhu, ... ... Wikipedia

Slabé elektrolyty- látky, ktoré čiastočne disociujú na ióny. Roztoky slabých elektrolytov obsahujú nedisociované molekuly spolu s iónmi. Slabé elektrolyty nemôžu produkovať vysokú koncentráciu iónov v roztoku. Medzi slabé elektrolyty patria:

1) takmer všetky organické kyseliny (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH atď.);

2) niektoré anorganické kyseliny (H2C03, H2S atď.);

3) takmer všetky soli, zásady a hydroxid amónny Ca 3 (PO 4) 2, ktoré sú málo rozpustné vo vode; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH40H;

Elektrinu vedú zle (alebo takmer vôbec).

Koncentrácie iónov v roztokoch slabých elektrolytov sú kvalitatívne charakterizované stupňom a disociačnou konštantou.

Stupeň disociácie je vyjadrený v zlomkoch jednotky alebo v percentách (a = 0,3 je konvenčná hranica pre delenie na silné a slabé elektrolyty).

Stupeň disociácie závisí od koncentrácie roztoku slabého elektrolytu. Pri zriedení vodou sa stupeň disociácie vždy zvyšuje, pretože zvyšuje sa počet molekúl rozpúšťadla (H 2 O) na molekulu rozpustenej látky. Podľa Le Chatelierovho princípu by sa v tomto prípade mala rovnováha elektrolytickej disociácie posunúť v smere tvorby produktov, t.j. hydratované ióny.

Stupeň elektrolytickej disociácie závisí od teploty roztoku. S rastúcou teplotou sa zvyčajne zvyšuje stupeň disociácie, pretože väzby v molekulách sa aktivujú, stanú sa mobilnejšími a ľahšie sa ionizujú. Koncentráciu iónov v slabom roztoku elektrolytu je možné vypočítať na základe znalosti stupňa disociácie a a počiatočnú koncentráciu látky c v roztoku.

HAn = H + + An -.

Rovnovážna konštanta Kp tejto reakcie je disociačná konštanta Kd:

Kd =. / . (10.11)

Ak vyjadríme rovnovážne koncentrácie ako koncentráciu slabého elektrolytu C a stupeň jeho disociácie α, dostaneme:

Kd = C. a. S. a/S. (1-a) = C.a2/1-a. (10.12)

Tento vzťah sa nazýva Ostwaldov zákon riedenia. Pre veľmi slabé elektrolyty pri α<<1 это уравнение упрощается:

Kd = C. a2. (10.13)

To nám umožňuje dospieť k záveru, že pri nekonečnom zriedení má stupeň disociácie α tendenciu k jednote.

Protolytická rovnováha vo vode:

,

,

Pri konštantnej teplote v zriedených roztokoch je koncentrácia vody vo vode konštantná a rovná sa 55,5, ( )

, (10.15)

kde Kin je iónový produkt vody.

Potom = 10 -7. V praxi je kvôli pohodlnosti merania a zaznamenávania použitou hodnotou vodíkový index (kritérium) sily kyseliny alebo zásady. Podobne .

Z rovnice (11.15): . Pri pH=7 – reakcia roztoku je neutrálna, pri pH<7 – кислая, а при pH>7 – zásadité.

Za normálnych podmienok (0°C):

, Potom

Obrázok 10.4 - pH rôznych látok a systémov

10.7 Silné roztoky elektrolytov

Silné elektrolyty sú látky, ktoré sa po rozpustení vo vode takmer úplne rozložia na ióny. Medzi silné elektrolyty patria spravidla látky s iónovými alebo vysoko polárnymi väzbami: všetky vysoko rozpustné soli, silné kyseliny (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) a silné zásady (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2).

V silnom roztoku elektrolytu sa rozpustená látka nachádza predovšetkým vo forme iónov (katiónov a aniónov); nedisociované molekuly prakticky chýbajú.

Základný rozdiel medzi silnými a slabými elektrolytmi je v tom, že disociačná rovnováha silných elektrolytov je úplne posunutá doprava:

H2S04 = H+ + HS04-,

a preto sa rovnovážna (disociačná) konštanta ukazuje ako neistá veličina. Pokles elektrickej vodivosti so zvyšujúcou sa koncentráciou silného elektrolytu je spôsobený elektrostatickou interakciou iónov.

Holandský vedec Petrus Josephus Wilhelmus Debye a nemecký vedec Erich Hückel, ktorí navrhli model, ktorý tvoril základ teórie silných elektrolytov, predpokladali:

1) elektrolyt úplne disociuje, ale v relatívne zriedených roztokoch (C M = 0,01 mol. l -1);

2) každý ión je obklopený obalom iónov opačného znamienka. Na druhej strane je každý z týchto iónov solvatovaný. Toto prostredie sa nazýva iónová atmosféra. Pri elektrolytickej interakcii iónov opačných znamienok je potrebné brať do úvahy vplyv iónovej atmosféry. Keď sa katión pohybuje v elektrostatickom poli, iónová atmosféra sa deformuje; pred ním hustne a za ním redne. Táto asymetria iónovej atmosféry má viac inhibičný účinok na pohyb katiónu, čím vyššia je koncentrácia elektrolytov a tým väčší náboj iónov. V týchto systémoch sa pojem koncentrácie stáva nejednoznačným a musí byť nahradený aktivitou. Pre binárny jednonábojový elektrolyt KatAn = Kat + + An - sú aktivity katiónu (a +) a aniónu (a -) rovnaké

a + = y + . C+, a- = y-. C - , (10,16)

kde C+ a C- sú analytické koncentrácie katiónu a aniónu;

γ + a γ - sú ich koeficienty aktivity.

(10.17)

Nie je možné určiť aktivitu každého iónu samostatne, preto sa pre jednonábojové elektrolyty používajú geometrické stredné hodnoty aktivít.

a koeficienty aktivity:

Debye-Hückelov koeficient aktivity závisí prinajmenšom od teploty, dielektrickej konštanty rozpúšťadla (ε) a iónovej sily (I); ten slúži ako miera intenzity elektrického poľa vytvoreného iónmi v roztoku.

Pre daný elektrolyt je iónová sila vyjadrená Debye-Hückelovou rovnicou:

Iónová sila sa zase rovná

kde C je analytická koncentrácia;

z je náboj katiónu alebo aniónu.

V prípade jednorazovo nabitého elektrolytu sa iónová sila zhoduje s koncentráciou. Takže NaCl a Na2S04 v rovnakých koncentráciách budú mať rôzne iónové sily. Porovnanie vlastností roztokov silných elektrolytov je možné vykonať len vtedy, keď sú iónové sily rovnaké; aj malé nečistoty dramaticky menia vlastnosti elektrolytu.

Obrázok 10.5 - Závislosť