МЕРОПРИЯТИЯ БЕЗ РЕГИСТРАЦИИ
НОВЫЕ СТАТЬИ
11.09.2014
Учителя предлагают изменить систему оценок
На сегодняшний день в российских школах поменялось практически все – от учебных предметов до вида проверочных работ. Осталась неизменной лишь пятибалльная система оценок.
28.08.2014
Не становитесь какими-то мерзкими
Концепция новой реформы математического образования предлагает вместо решения психологических и мотивационных проблем изучения математики разделить детей на умных и не очень.
29.07.2014
Позовите инженера
Впервые за последние годы заметно вырос конкурс на инженерные специальности. Прежде всего на те, по которым готовят кадры для авиационной, атомной промышленности, строительства и оборонных предприятий.
ПОДПИСКА НА НОВОСТИ


Фамилия:*
Имя:*
Е-mail:*

Теория электролитической диссоциации

1. При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).
2. Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) - к аноду (+).
3. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).
4. Степень электролитической диссоциации (a) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор (N).

a = n / N 0<a<1
Механизм электролитической диссоциации ионных веществ
При растворении соединений с ионными связями (например, NaCl) процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли.
Ориентируясь вокруг ионов кристаллической решетки, молекулы воды образуют с ними либо водородные, либо донорно-акцепторные связи. При этом процессе выделяется большое количество энергии, которая называется энергией гидратации.
Энергия гидратации, величина которой сравнима с энергией кристаллической решетки, идет на разрушение кристаллической решетки. При этом гидратированные ионы слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, образуют раствор.

Механизм электролитической диссоциации полярных веществ

Аналогично диссоциируют и вещества, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например, HCl), определенным образом ориентируются диполи воды. В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы.


Электролиты и неэлектролиты
Электролитическая диссоциация веществ, идущая с образованием свободных ионов объясняет электрическую проводимость растворов.
Процесс электролитической диссоциации принято записывать в виде схемы, не раскрывая его механизма и опуская растворитель (H2O), хотя он является основным участником.
CaCl2 « Ca2+ + 2Cl-
KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42-
HNO3 « H+ + NO3-
Ba(OH)2 « Ba2+ + 2OH-
Из электронейтральности молекул вытекает, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю.
Например, для
Al2(SO4)3 -- 2

  • (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO4)2 -- 1

  • (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

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, HClO4, H2SO4,HNO3) 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.

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 (CH3COOH, C2H5COOH и др.);
2) некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);
3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
4) вода.
Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.

СH3COOH « CH3COO- + H+
Cu(OH)2 « [CuOH]+ + OH- (первая ступень)
[CuOH]+ « Cu2+ + OH- (вторая ступень)
H2CO3 « H+ + HCO- (первая ступень)
HCO3- « H+ + CO32- (вторая ступень)
Неэлектролиты
Вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы.
Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).

Степень диссоциации. Константа диссоциации
Концентрация ионов в растворах зависит от того, насколько полно данный электролит диссоциирует на ионы. В растворах сильных электролитов, диссоциацию которых можно считать полной, концентрацию ионов легко определить по концентрации (c) и составу молекулы электролита (стехиометрическим индексам), например:

c
H2SO4 «
2c c
2H+ + SO42-


Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.
Степень диссоциации (a) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N):

a = n / N
и выражается в долях единицы или в % (a = 0,3 - условная граница деления на сильные и слабые электролиты).

Пример
Определите мольную концентрацию катионов и анионов в 0,01 М растворах KBr, NH4OH, Ba(OH)2, H2SO4 и CH3COOH.
Степень диссоциации слабых электролитов a = 0,3.

Решение
KBr, Ba(OH)2 и H2SO4 - сильные электролиты, диссоциирующие полностью (a = 1).

KBr « K+ + Br-
[K+] = [Br-] = 0,01 M

Ba(OH)2 « Ba2+ + 2OH-
[Ba2+] = 0,01 M
[OH-] = 0,02 M

H2SO4 « 2H+ + SO4
[H+] = 0,02 M
[SO42-] = 0,01 M

NH4OH и CH3COOH - слабые электролиты (a = 0,3)

NH4OH+4 + OH-
[NH+4] = [OH-] = 0,3

  • 0,01 = 0,003 M


CH3COOH « CH3COO- + H+
[H+] = [CH3COO-] = 0,3

  • 0,01 = 0,003 M


Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H2O) 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.

Пример
Определите концентрацию недиссоциированных молекул и ионов в 0,1 М раствора NH4OH, если степень диссоциации равна 0,01.

Решение
Концентрации молекул NH4OH, которые к моменту равновесия распадутся на ионы, будет равна ac. Концентрация ионов NH4- и OH- - будет равна концентрации продиссоциированных молекул и равна ac (в соответствии с уравнением электролитической диссоциации)

NH4OH « NH4+ + OH-
c - ac
ac
ac



[N+H4] = [OH]- = ac = 0,01

  • 0,1 = 0,001 моль/л

[NH4OH] = c - ac = 0,1 - 0,001 = 0,099 моль/л

Константа диссоциации (KD) - отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул.
Она является константой равновесия процесса электролитической диссоциации; характеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше KD, тем больше концентрация ионов в растворе.
Диссоциации слабых многоосновных кислот или многокислотных оснований протекают по ступеням, соответственно для каждой ступени существует своя константа диссоциации:

Первая ступень:
H3PO4 « H+ + H2PO4-
KD1 = ([H+][H2PO4-]) / [H3PO4] = 7,1

  • 10-3


Вторая ступень:
H2PO4- « H+ + HPO42-
KD2 = ([H+][HPO42-]) / [H2PO4-] = 6,2

  • 10-8


Третья ступень:
HPO42- « H+ + PO43-
KD3 = ([H+][PO43-]) / [HPO42-] = 5,0

  • 10-13

KD1 > KD2 > KD3
Пример
Получите уравнение, связывающее степень электролитической диссоциации слабого электролита (a) с константой диссоциации (закон разбавления Оствальда) для слабой одноосновной кислоты НА.

HA « H+ + A+
KD = ([H+][A-]) / [HA]
Если общую концентрацию слабого электролита обозначить c, то равновесные концентрации Н+ и A- равны ac, а концентрация недиссоциированных молекул НА - (c - ac) = c (1 - a)
KD = (a

  • c ac) / c(1 - a) = a2c / (1 - a)

В случае очень слабых электролитов (a £ 0,01)
KD

= c

  • a2 или a = \e(KD / c)

Пример
Вычислите степень диссоциации уксусной кислоты и концентрацию ионов H+ в 0,1 M растворе, если KD(CH3COOH) = 1,85

  • 10-5


Решение
Воспользуемся законом разбавления Оствальда

\e(KD / c) = \e((1,85

  • 10-5) / 0,1)) = 0,0136 или a = 1,36%

[H+] = a

  • c = 0,0136 0,1 моль/л

НА ЗАМЕТКУ
ОПРОС

Какой предмет вас устроил бы в качестве третьего обязательного ЕГЭ (ГИА)?

Английский язык

Литература

Физика

Обществознание

Все вышеперечисленные

Хватит и уже имеющихся

СЛАЙДЫ

Экскурсия по Сколково