За силни електролити включват такива киселини. като, H 2SO 4. HNO3. Солна киселина и др. Халогеноводородни киселини (с изключение на HF), HMnO4. H2 CR2 О7. HClO3. НСЮ4; база - алкални и алкалоземни метали, например, натриев хидроксид, RbOH, Ва (ОН) 2. и почти всички солта.
Според теорията на силни електролити, Debye - на Huckel. (1923), и Onsager (1927), молекулите на силни електролити напълно се разпадат в йони във водни разтвори. истинската им степен на дисоциация е независимо от концентрацията на разтвора.
КОН + воден → К + воден + OH - воден - силна основа (алкални);
Свойствата на разтвори на силни електролити зависят силно от степента на взаимодействие на компонентите на разтвора с всеки друг и с полярни молекули на разтворителя.
За да се опрости изчисления, свързани с сложни процеси на множество взаимодействия на йони в разтвори на силни електролити, и се въвежда P.Debaem E.Hyukkelem концепция на йонен атмосфера. Всеки йон в разтвор е заобиколен от йони на обратен знак и водни молекули. Съставът на йонната атмосфера постоянно се променя в резултат на топлинно движение, така че това понятие - статистика.
Свойствата на истинските разтвори на силни електролити значително влияние електростатично взаимодействие между йоните. За да се отчете всичко се случва в системата на взаимодействия не трябва да се използва концентрация на C, както и "ефективна концентрация" или на дейността -. и "очевидно дисоциация степен", който играе ролята на коефициента на активност. Тези параметри включват съотношението на концентрацията (11).
коефициент активност зависи от концентрацията на всички йони, присъстващи в разтвора. Долната концентрацията на разтвора, йонно взаимодействие е по-слаба, отколкото е, колкото по-близо до една стойност на грам.
В силно разредени разтвори, можем да предположим, че
За концентрирани разтвори трябва да вземат под внимание коефициентът на активност.
Тя се определя или експериментално или изчислена от йонната сила на правилото. при което коефициентите на дейността на йони от същия знак в разтворите със същия йонна сила J равни по големина.
Ionnayasilarastvora определя като половината от сумата на продукти от концентрациите на всички йони в квадрата на техните такси:
където Ci - моларна концентрация на аз-ти компонент на разтвора;
Zi - зареждане на йон-тото компонент на разтвор.
Теоретично силни електролити води до следната зависимост между средната активност коефициенти електролитни йони и йонна сила на разтвора:
където Z +, z- - такси на катиони и аниони; J - йонната сила на разтвора; А - коефициент, който зависи от диелектрична константа и температурата.
За водни разтвори при 25 0 С
Например, в 0,001 М разтвор на азотна киселина йонна сила
Съответно, коефициента на активност на йони Н + е:
Коефициентите на йони Н + и NO3 - - в този случай са равни.
G коефициенти активност на йони в зависимост от йонната сила или концентрацията на разтвора представени в справочна литература.
Таблица. 9 показва приблизителни стойности за основните видове йони във водни разтвори на различни йонни сили J.
Приблизителни стойности на коефициентите на дейност
йони във воден разтвор в зависимост от йонната сила при 25 0 С
Цел 2.1. Изчислява йонната сила на разтвора, съдържащ 0,01 мол / л VaCl2 и 0,02 мол / л NaOH. Определяне на активност Ba 2+ йони. Cl -. Na 2+ и ОН - в разтвора.
Разтворът съдържа две силни електролити напълно дисоциират на йони съгласно следните уравнения дисоциация:
VaCl2 → Ba 2+ + 2 Cl -
Според дисоциация уравнения концентрация йон ще бъде:
Ба 2+ - 0.01 мол / л; Cl - - два пъти по-голяма, т.е. 0.02 мол / л; Na + - 0,02 мол / л; OH - - 0,02 мол / л.
Йонната сила на разтвора е:
J = 0,5 Σ Zi Ci 2 = 0,5 (0,01 # 8729; 2 2 + 0,02 # 8729; 1 2 + 0,02 # 8729; 1 2 + 0,02 # 8729, 1 2) = 0,05.
коефициенти на активност на йонната сила J = 0,05 определят принципите на Таблица йонна сила. 4:
Познаването на концентрация и активност коефициентите на йони, напред на тяхната активност в разтвора на:
Слаби електролити включват:
- Много основа, например, NH4 OH, Mg (OH) 2. Бъдете (OH) 2. Al (ОН) 3. включително хидроксиди на преходни метали и г-Р-метали - Fe (ОН) 3. Cu (OH) 2. La (ОН) 3, др.
- gidroaniony или киселинни аниони, например HCrO4 -; Н2 РО4 -;
- основни катиони, като например (CuOH) +. (FeOH) 2+; Ti (ОН) 2 +;
- сложни частици (йони и молекули).
Слабите електролити в разтвор tolkochastichno разпадат в йони, така че съдържа хидратна като разтворени молекули и йони се хидратира, съотношението между които се определя от степента на дисоциация. Дисоциация на слабите електролити - обратим процес и се подчинява на закона за действието на масите.
Изразете разпадането на слаб електролит двоичен:
KtAn # 8644; Kt + + An -
характеризира с постоянен баланс на процеса, каза електролитна дисоциационната константа (Kdis.). Според закона за действието на масите:
при което - равновесните концентрации, съответно, катиони и аниони на слаби електролитни молекули.
Според дисоциация уравнение, равновесните концентрации на катиони и аниони = С, а концентрацията на електролит молекули, останали в недисоциирана състояние е равна на:
= С - # 8729; С = С # 8729; (1). (20)
Заместването на стойностите на равновесните концентрации (20) в уравнение (19), ние получаваме:
Уравнение (21) е получена от Оствалд и се нарича Оствалд право. ако <<1, то уравнение упрощается:
Kdis - термодинамична характеристика на слаб електролит, зависи само от естеството на електролита, естеството на разтворителя и температурата на електролита, но не зависи от концентрацията на разтвора. Той описва способността на слаби електролити дисоциира на йони: колкото по-висока от стойността Kdis. по напълно дисоциирана електролита. Kdis стойности за много електролити са изброени в директории.
Таблица. 10 и 11 показва стойностите Kdis. Някои слаби електролити.
Киселина константа на дисоциация при 298 К
Binary електролит дисоциационна константа, свързани със степента на дисоциация съотношение, известен като закона на разреждане:
където V = 1 / C - разреждане. или разреждане на разтвора.
Това уравнение изразява отношението на степента на дисоциация на концентрацията на разтвора. От това следва, че степента на дисоциация намалява с увеличаване на концентрацията на електролита и се увеличава с разреждане и е валидна само за разредени слаби електролити.
В съответствие с принципа на въвеждане Le Шателие е в разтвора на слаба електролитни йони на подобен намалява степента на дисоциация. Когато концентрацията на слаб електролит йон дисоциация засилено. Степента на дисоциация и константата на дисоциация се увеличава при нагряване.
Kdis количество служи като критерий за отделянето на електролитите на силните и слабите страни:
силни електролити Kdis ³ 10 -2;
за слабите електролити Kdis <10 -2 .
Ако слаб електролит молекула се състои от повече от два йони, електролитът се дисоциира на етапи, и всеки етап се характеризира с константа на дисоциация, например:
Сред електролитите са такива, които са силно при дисоциацията на първия етап (Kdis.I> 10 -2), но последващите фази на дисоциация се проявяват като лошо (Kdis. <10 -2 ), например:
Примери за слаби електролити дисоциация
Дисоциация на слабите електролити описват схеми, използващи степенни равновесия. По-долу са реакцията на дисоциация в разредени разтвори на слаби киселини и основи.
Пример 2.4. Електролитен дисоциация на слабите електролити - киселини.
Свързани статии