Klassifisering av elektrolytter etter grad av dissosiasjon. Grad av dissosiasjon. Sterke og svake elektrolytter
Dissosiasjonskonstanten er skrevet i form av likevekt konsentrasjoner. Men mer
det er riktig, som vi vet (avsnitt 8.10), å skrive det i form av likevekt aktivitet:
2. Elektrolytter er delt inn i syrer Og begrunnelse. La oss bli enige om å holde oss til Brønsted–Lowry representasjoner.
EN) Syre -
Dette protondonor;
donere et proton (i en dissosiasjonsreaksjon),
hun går inn konjugert base, EN utgangspunkt -
Dette protonakseptor;
Ved å binde et proton, blir basen til konjugert syre.
JEG. faktisk tillegg av et proton, for eksempel:
V) Derfor, for svake syrer, og for svake baser kan vi skrive en enkelt ligning:
Avgifter RH Og R er ikke angitt, fordi for forskjellige stoffer kan de være forskjellige.
b) Men for baser brukes ofte basicitetskonstanter Kb, For eksempel:
V) Hva er sammenhengen Kb Med K a? For det samme syre-base-paret, på samme måte
(11.5, c), kan vi skrive:
(Konsentrasjonen av vann under slike reaksjoner endres praktisk talt ikke;
derfor ved beregning av konstantene K a ikke tatt hensyn til). Det er ikke vanskelig å se det
Basert på graden av dissosiasjon deles alle elektrolytter i to grupper.
Sterke elektrolytter er elektrolytter hvis grad av dissosiasjon i løsninger er lik enhet (det vil si at de dissosierer fullstendig) og ikke er avhengig av konsentrasjonen av løsningen. Dette inkluderer de aller fleste salter, alkalier og noen syrer.
Svake elektrolytter - graden av dissosiasjon er mindre enn enhet (det vil si at de ikke dissosieres helt) og avtar med økende konsentrasjon. Disse inkluderer vann, en rekke syrer, baser av p-, d- og f-elementer.
Det er ingen klar grense mellom disse to gruppene, det samme stoffet kan oppvise egenskapene til en sterk elektrolytt i ett løsemiddel, og en svak elektrolytt i et annet.
Skriv ned dissosiasjonsligningene for stoffer:
Ba (OH) 2= BaOH+ + OH-
BaOH = Ba2+ + OH -
NaH2PO4 = Na+ + H2PO4-
H2PO4 - = H+ + HPO42-
HPO42 - = H+ + PO43-
se også
Bioetikk og reproduktive teknologier
Institutt for fruktbarhet blir stadig mer aktuelt, og ikke bare for oss russere, men også for mange fremmede land der dødeligheten overstiger fødselstallene og det demografiske problemet er ekstremt akutt...
Typer leddgikt
Akutt purulent leddgikt. Ved akutt purulent leddgikt påvirkes vanligvis hofte-, kne-, skulder-, albue-, håndledd- og ankelledd. Monoartrose utvikler seg. Skader på to ledd...
Autoallergi
Ved ulike patologiske tilstander kan blod- og vevsproteiner få allergifremkallende egenskaper som er fremmede for kroppen. Autoallergiske sykdommer inkluderer allergisk encefalitt og allergisk...
1. ELEKTROLYTTER
1.1. Elektrolytisk dissosiasjon. Grad av dissosiasjon. Elektrolyttkraft
I henhold til teorien om elektrolytisk dissosiasjon, går salter, syrer og hydroksider, når de er oppløst i vann, helt eller delvis desintegrerte til uavhengige partikler - ioner.
Prosessen med nedbrytning av stoffmolekyler til ioner under påvirkning av polare løsemiddelmolekyler kalles elektrolytisk dissosiasjon. Stoffer som dissosierer til ioner i løsninger kalles elektrolytter. Som et resultat får løsningen evnen til å handle elektrisitet, fordi mobile elektriske ladebærere vises i den. I følge denne teorien, når de er oppløst i vann, brytes elektrolytter opp (dissosieres) til positivt og negativt ladede ioner. Positivt ladede ioner kalles kationer; disse inkluderer for eksempel hydrogen og metallioner. Negativt ladede ioner kalles anioner; Disse inkluderer ioner av sure rester og hydroksidioner.
For å kvantitativt karakterisere dissosiasjonsprosessen ble begrepet grad av dissosiasjon introdusert. Graden av dissosiasjon av en elektrolytt (α) er forholdet mellom antall molekyler som er desintegrert til ioner i en gitt løsning ( n ), til det totale antallet av dets molekyler i løsning ( Eller
α = .
Graden av elektrolytisk dissosiasjon uttrykkes vanligvis enten i brøkdeler av en enhet eller i prosent.
Elektrolytter med en grad av dissosiasjon større enn 0,3 (30%) kalles vanligvis sterke, med en dissosiasjonsgrad fra 0,03 (3%) til 0,3 (30%) - middels, mindre enn 0,03 (3%) - svake elektrolytter. Så, for en 0,1 M løsning CH3COOH α = 0,013 (eller 1,3%). Derfor, eddiksyre er en svak elektrolytt. Graden av dissosiasjon viser hvilken del av de oppløste molekylene til et stoff som har brutt opp til ioner. Graden av elektrolytisk dissosiasjon av en elektrolytt i vandige løsninger avhenger av elektrolyttens natur, dens konsentrasjon og temperatur.
Elektrolytter kan i sin natur deles inn i to store grupper: sterk og svak. Sterke elektrolytter dissosiere nesten fullstendig (α = 1).
Sterke elektrolytter inkluderer:
1) syrer (H2SO4, HCl, HNO3, HBr, HI, HClO4, H MnO4);
2) baser - metallhydroksider av den første gruppen av hovedundergruppen (alkali) - LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , samt hydroksyder av jordalkalimetaller – Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.
3) salter oppløselige i vann (se løselighetstabell).
Svake elektrolytter dissosiere til ioner i svært liten grad i løsninger finnes de hovedsakelig i en udissosiert tilstand (i molekylær form). For svake elektrolytter etableres en likevekt mellom udissosierte molekyler og ioner.
Svake elektrolytter inkluderer:
1) uorganiske syrer ( H2CO3, H2S, HNO2, H2SO3, HCN, H3PO4, H2SiO3, HCNS, HClO, etc.);
2) vann (H20);
3) ammoniumhydroksid ( NH40H);
4) de fleste organiske syrer
(for eksempel eddiksyre CH3COOH, maur HCOOH);
5) uløselige og lite løselige salter og hydroksyder av noen metaller (se løselighetstabell).
Prosess elektrolytisk dissosiasjon avbildet ved hjelp av kjemiske ligninger. For eksempel dissosiasjon av saltsyre (HC l ) er skrevet som følger:
HCl → H+ + Cl – .
Baser dissosieres for å danne metallkationer og hydroksidioner. For eksempel dissosiasjonen av KOH
KOH → K + + OH – .
Flerbasiske syrer, så vel som baser av flerverdige metaller, dissosieres trinnvis. For eksempel,
H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,
HCO 3 – H + + CO 3 2– .
Den første likevekten - dissosiasjon i henhold til det første trinnet - er preget av konstanten
.
For andre trinns dissosiasjon:
.
Når karbonsyre dissosiasjonskonstanter har følgende verdier: K I = 4,3× 10 –7, K II = 5,6 × 10–11. For trinnvis dissosiasjon alltid K jeg > K II > K III >... , fordi energien som må brukes for å skille et ion er minimal når det er separert fra et nøytralt molekyl.
Gjennomsnittlige (normale) salter, løselige i vann, dissosieres for å danne positivt ladede metallioner og negativt ladede ioner av syreresten
Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –
Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–.
Syresalter (hydrosalter) er elektrolytter som inneholder hydrogen i anionet, som kan spaltes av i form av hydrogenionet H+. Syresalter anses som et produkt oppnådd fra flerbasiske syrer der ikke alle hydrogenatomer er erstattet med et metall. Dissosiasjon sure salter skjer i etapper, for eksempel:
KHCO 3 → K + + HCO 3 – (første trinn)
Prosessen med elektrolytisk dissosiasjon er reversibel, derfor er det i elektrolyttløsningen, sammen med ionene, også molekyler. Forholdet mellom innholdet av disse partiklene bestemmes av graden av elektrolytisk dissosiasjon, som er en kvantitativ egenskap ved dissosiasjonsprosessen.
Grad av dissosiasjon(α) er forholdet mellom antall elektrolyttmolekyler som er desintegrert til ioner ( n ) til det totale antallet oppløste molekyler ( ):
Graden av dissosiasjon bestemmes eksperimentelt og uttrykkes i brøkdeler av en enhet eller i prosent:
Hvis α = 0, er det ingen dissosiasjon. Hvis α = 100%, desintegrerer elektrolytten fullstendig til ioner. Hvis α = 1,3 %, er det bare 13 av 1000 elektrolyttmolekyler som dissosierer til ioner.
Faktorer som påvirker graden av elektrolytisk dissosiasjon:
1. Elektrolyttens art: polaritet kjemisk forbindelse i en forbindelse, hvis økning bidrar til en økning i α.
2. Løsningskonsentrasjon: α øker med synkende løsningskonsentrasjon.
3. Temperatur: α øker med økende løsningstemperatur.
Alle elektrolytter i henhold til graden av elektrolytisk dissosiasjon deles vanligvis inn i 3 grupper: sterk, svak og middels styrke (tabell 7.1.).
Når man skriver dissosiasjonsligninger, må man ta hensyn til styrken til elektrolytten. I følge teorien om elektrolytisk dissosiasjon dissosierer sterke elektrolytter i ett trinn til ionene som utgjør elektrolyttmolekylet. For eksempel:
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-.
Svake elektrolytter dissosieres trinnvis, med ioner fra det første stadiet (stadiet) som dominerer. For eksempel:
Trinn I H 2 S ↔ H + +HS -
II trinn HS - ↔ H + + S 2-.
I løsninger av svake elektrolytter er det alltid kjemisk likevekt, uttrykt i likheten mellom reaksjonsratene for dissosiasjon og assosiasjon. Ved å bruke massevirkningsloven (6.8.), for slike elektrolytter kan likevekten uttrykkes kvantitativt ved verdien av dissosiasjonskonstanten (K diss)[‡] . For eksempel, for elektrolytten HA ↔ H + + A - dissosiasjonskonstant:
. (7.10)
Tabell 7.1.
Klassifisering av elektrolytter avhengig av verdien av α[§]
Ioniske ligninger
I følge teorien om elektrolytisk dissosiasjon er alle reaksjoner i vandige løsninger av elektrolytter reaksjoner mellom ioner. De heter ioniske reaksjoner , og ligningene for disse reaksjonene er ioniske ligninger .
Når man studerer prosesser som forekommer i elektrolyttløsninger, bør man bli veiledet av følgende regel:
Reaksjoner mellom ioner i elektrolyttløsninger går nesten fullstendig mot dannelse av nedbør, gasser og svake elektrolytter.
I ioniske ligninger er det vanlig å skrive formlene for dårlig løselige forbindelser, ikke-elektrolytter, svake og middels sterke elektrolytter i en form som ikke er dissosiert til ioner (i form av molekyler). Ta opp ioniske reaksjoner kan representeres i form av molekylære, komplette og forkortede ioniske ligninger. Når du skriver en ligning, betyr ↓-tegnet ved siden av formelen at stoffet er fjernet fra reaksjonssfæren i form av en uløselig forbindelse, tegnet indikerer at stoffet frigjøres i form av en gass.
molekylligning BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
komplett ionisk ligning Ba 2+ + 2Cl - + 2H++ SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2H+ + 2Cl -
forkortet ionisk ligning Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓.
Når vi skriver ioniske ligninger, bruker vi dataene fra tabellen "Løselighet av salter, syrer og baser i vann" (vedlegg, tabell 4.).
Stoffer som helt eller delvis går i oppløsning til ioner i løsninger eller smelter kalles elektrolytter.
Dissosiasjonsgrad a
er forholdet mellom antall molekyler desintegrert til ioner N¢ og det totale antallet oppløste molekyler N:Graden av dissosiasjon uttrykkes som en prosentandel eller brøkdel av en enhet. Hvis a =0, er det ingen dissosiasjon og stoffet er ikke en elektrolytt. Hvis a =1, desintegrerer elektrolytten fullstendig til ioner.
Klassifisering av elektrolytter
I følge moderne ideer I følge løsningsteorien er alle elektrolytter delt inn i to klasser: assosiert (svak) og uassosiert (sterk). Ikke-assosierte elektrolytter i fortynnede løsninger er nesten fullstendig dissosiert til ioner. For denne klassen av elektrolytter er a nær enhet (til 100%). Ikke-assosierte elektrolytter er for eksempel HCl, NaOH, K 2 SO 4 i fortynnede vandige løsninger.
Tilknyttede elektrolytter er delt inn i tre typer:
- Svake elektrolytter finnes i løsninger både som ioner og som udissosierte molekyler. Eksempler på assosierte elektrolytter fra denne gruppen er spesielt H 2 S, H 2 SO 3, CH 3 COOH i vandige løsninger.
- Ioniske assosiater dannes i løsninger ved assosiasjon av enkle ioner på grunn av elektrostatisk interaksjon. Ioniske forbindelser oppstår i konsentrerte løsninger av svært løselige elektrolytter. Som et resultat inneholder løsningen både enkle ioner og ioniske assosiater. For eksempel i konsentrert vandig løsning KCl danner enkle ioner K +, Cl - , og dannelsen av ionepar (K + Cl - ), ioniske tees (K 2 Cl+, KCl 2 - ) og ioniske kvadrupoler (K2Cl2, KCl32-, K3Cl2+).
- Komplekse forbindelser (både ionisk og molekylært), hvis indre sfære gradvis dissosieres til ioniske og (eller) molekylære partikler.
Eksempler på komplekse ioner: 2+, 3+, +.
Med denne tilnærmingen kan den samme elektrolytten være av forskjellige typer avhengig av konsentrasjonen av løsningen, typen løsningsmiddel og temperatur. Dette bekreftes av dataene gitt i tabellen.
Kjennetegn på løsninger KIi ulike løsemidler
Omtrent, for kvalitativt resonnement, kan du bruke den utdaterte inndelingen av elektrolytter i sterke og svake. Å velge en gruppe med "middels styrke" elektrolytter gir ikke mening. Disse elektrolyttene er assosiert. Svake elektrolytter inkluderer vanligvis elektrolytter hvis dissosiasjonsgrad er lav a<<1.
Sterke elektrolytter inkluderer således fortynnede vandige løsninger av nesten alle lettløselige salter i vann, mange fortynnede vandige løsninger av mineralsyrer (HC1, HBr, HNO3, HC1O4 etc.), fortynnede vandige løsninger av alkalimetallhydroksider. Svake elektrolytter inkluderer alle organiske syrer i vandige løsninger, noen vandige løsninger av uorganiske syrer, for eksempel H 2S, HCN, H 2 CO 3, HNO 2, H ClO osv. Vann er også en svak elektrolytt.
Elektrolyttdissosiasjon
Reaksjonsligningen for dissosiasjonen av en sterk elektrolytt kan representeres som følger. En pil eller et likhetstegn er plassert mellom høyre og venstre side av ligningen for dissosiasjonsreaksjonen til en sterk elektrolytt:
HCl H+ + Cl-.
Na2SO3 = 2Na + + SO32-.
Det er også mulig å sette et reversibilitetstegn, men i dette tilfellet angis retningen som dissosiasjonslikevekten er forskjøvet i, eller det er indikert at en 1. For eksempel:
|
Na + + OH-. |
Dissosiasjonen av sure og basiske salter i fortynnede vandige løsninger foregår som følger:
NaHSO3 Na + + HSO3-.
Syresaltanionet vil dissosiere i liten grad fordi det er en assosiert elektrolytt:
HSO3 - H++ SO 3 2 - .
Dissosiasjonen av basiske salter skjer på lignende måte:
Mg(OH)Cl MgOH + + Cl-.
Det grunnleggende saltkationet gjennomgår ytterligere dissosiasjon som en svak elektrolytt:
MgOH + Mg 2+ + OH-.
Dobbeltsalter i fortynnede vandige løsninger anses som ikke-assosierte elektrolytter:
KAl(SO 4) 2 K + + Al 3+ + 2SO 4 2- .
Komplekse forbindelser i fortynnede vandige løsninger dissosieres nesten fullstendig i ytre og indre sfærer:
K 3 3K + + 3- .
På sin side gjennomgår det komplekse ion ytterligere dissosiasjon i liten grad:
3- Fe 3+ + 6CN - .
Dissosiasjonskonstant
Når den svake elektrolytten AA er oppløst i løsningen, vil likevekt etableres:
CA K + + A - ,
som er kvantitativt beskrevet av verdien av likevektskonstanten K d, kalt dissosiasjonskonstanten:
Dissosiasjonskonstanten karakteriserer en elektrolytts evne til å dissosiere til ioner. Jo større dissosiasjonskonstanten, jo flere ioner i den svake elektrolyttløsningen. For eksempel i en løsning av salpetersyre HNO 2 H + ioner mer enn i en løsning av blåsyre HCN, siden K(HNO 2) = 4,6 10 - 4 og K(HCN) = 4,9·10-10.
For svake I-I elektrolytter (HCN, HNO 2, CH 3 COOH ) verdien av dissosiasjonskonstanten K d er relatert til graden av dissosiasjonog elektrolyttkonsentrasjoncOstwald ligning:
For praktiske beregninger, forutsatt at <<1 используется приближенное уравнение
Siden prosessen med dissosiasjon av en svak elektrolytt er reversibel, er Le Chateliers prinsipp gjeldende for den. Spesielt tilsetning av CH 3 COONa til vandig CH-løsning 3 COOH vil føre til at den iboende dissosiasjonen av eddiksyre undertrykkes og protonkonsentrasjonen reduseres. Tilsetning av stoffer som inneholder ioner med samme navn til løsningen av en assosiert elektrolytt reduserer dermed dens grad av dissosiasjon.
Det skal bemerkes at dissosiasjonskonstanten til en svak elektrolytt er relatert til endringen i Gibbs-energien under dissosiasjonen av denne elektrolytten ved forholdet:
D G T 0 = - RTlnK d.
Ligning (13.5) brukes til å beregne dissosiasjonskonstantene til svake elektrolytter fra termodynamiske data.
Eksempler på problemløsning
Bestem konsentrasjonen av kaliumioner og fosfationer i en 0,025 M K 3 PO 4 løsning.Løsning. K3PO4 – en sterk elektrolytt og er fullstendig dissosiert i en vandig løsning:
K 3 PO 4 3 K + + PO 4 3- .
Konsentrasjonene av K + og PO 4 3- ioner er lik henholdsvis 0,075M og 0,025M.
Bestem graden av dissosiasjon a d og konsentrasjonen av OH - ioner (mol/l) i en 0,03 M løsning av NH 4 OH ved 298 K, hvis ved den angitte temperaturen K d(NH4OH) = 1,76 x 10 - 5 .Løsning. Elektrolyttdissosiasjonsligning: NH 4 OH NH 4 + + OH - .
Ionekonsentrasjoner: = ca ; = c en , Hvor c – initial NH-konsentrasjon 4 OH mol/l. Derfor:
Fordi det en<< 1, то К д » сen 2 . Dissosiasjonskonstant
avhenger av temperatur og av løsningsmidlets natur, men er ikke avhengig av konsentrasjonen av NH 4-løsninger ÅH. Ostwalds fortynningslov uttrykker avhengigheten av a av en svak elektrolytt av konsentrasjon.
eller 2,4 %
Hvor = 2,4 10 - 2 0,03 = 7,2 10 -4 mol/l.
Bestem dissosiasjonskonstanten til eddiksyre hvis graden av dissosiasjon av CH 3 COOH i en 0,002 M løsning er 9,4 %.Løsning. Syredissosiasjonsligning:
CH 3 COOH CH3COO - + H+.
,
Hvor er [H + ] = 9,4 10 - 2 ·0,002 = 1,88·10 - 4 M. Siden = [H + ] og »
c ref (CH3COOH), deretter Dissosiasjonskonstanten kan også finnes ved å bruke formelen: K d » ca 2. K d ca 2 , hvor vi kommer c ref (HNO 2) = 4,6 10 - 4 /(5 10 - 2) 2 = 0,184 M. Løsning. Dissosiasjonsligning for maursyre UNDC H+ + COOH -
. I "Kort referansebok over fysiske og kjemiske mengder" redigert av A.A. Ravdel og A.M. Ponomareva gir verdiene til Gibbs-energiene for dannelse av ioner i løsning, så vel som hypotetisk udissosierte molekyler. Gibbs energiverdier for maursyre og H + og COOH - ioner i vandig løsning er gitt nedenfor: Endringen i Gibbs-energien til dissosiasjonsprosessen er lik G T 0 = - 351,5- (- 373,0) = 21,5 kJ/mol. For å beregne dissosiasjonskonstanten bruker vi ligning (13.5). Fra denne ligningen får vi: Hvor vi finner det: K d = 1,7 × 10 - 4. Problemer å løse selvstendig
.
lnK d = - D G T 0 /RT= - 21500/(8,31 298) = - 8,68.
