, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , /2003

§ 6.3. Sterke og svake elektrolytter

Materialet i denne delen er delvis kjent for deg fra tidligere studert skolekurs kjemi og fra forrige avsnitt. La oss kort gjennomgå det du vet og bli kjent med nytt materiale.

I forrige avsnitt vi diskuterte oppførselen i vandige løsninger av noen salter og organiske stoffer som spaltes fullstendig til ioner i en vandig løsning.
Det er en rekke enkle, men ubestridelige bevis på at noen stoffer i vandige løsninger går i oppløsning til partikler. Således har vandige løsninger av svovelsyre H2SO4, salpetersyre HNO3, klorsyre HClO4, saltsyre (saltsyre) HCl, eddiksyre CH3COOH og andre syrer en sur smak. I syreformler vanlig partikkel er et hydrogenatom, og det kan antas at det (i form av et ion) er årsaken til den samme smaken av alle disse så forskjellige stoffene.
Hydrogenioner dannet under dissosiasjon i en vandig løsning gir løsningen en sur smak, og det er derfor slike stoffer kalles syrer. I naturen er det bare hydrogenioner som har en sur smak. De skaper et såkalt surt (surt) miljø i en vandig løsning.

Husk at når du sier "hydrogenklorid", mener du den gassformige og krystallinske tilstanden til dette stoffet, men for en vandig løsning bør du si "hydrogenkloridløsning", "saltsyre" eller bruke det vanlige navnet "saltsyre", selv om sammensetningen av stoffet i enhver tilstand uttrykt med samme formel - HCl.

Vandige løsninger av litium (LiOH), natrium (NaOH), kalium (KOH), barium (Ba(OH)2), kalsium (Ca(OH)2) og andre metallhydroksider har den samme ubehagelige bitter-såpe-smaken og forårsaker følelse av å skli. Tilsynelatende er OH-hydroksidionene inkludert i slike forbindelser ansvarlige for denne egenskapen.
Saltsyre HCl, hydrobromsyre HBr og hydrojodsyre HI reagerer med sink på samme måte, til tross for deres forskjellige sammensetning, siden det i virkeligheten ikke er syren som reagerer med sink:

Zn + 2HCl = ZnСl2 + H2,

og hydrogenioner:

Zn + 2H+ = Zn2+ + H2,

og hydrogengass og sinkioner dannes.
Blanding av noen saltløsninger, for eksempel kaliumklorid KCl og natriumnitrat NaNO 3, er ikke ledsaget av en merkbar termisk effekt, selv om det etter fordampning av løsningen dannes en blanding av krystaller av fire stoffer: de opprinnelige - kaliumklorid og natrium nitrat - og nye - kaliumnitrat KNO 3 og natriumklorid NaCl . Det kan antas at i løsningen desintegrerer de to første saltene fullstendig til ioner, som når de fordamper danner fire krystallinske stoffer:

Ved å sammenligne denne informasjonen med den elektriske ledningsevnen til vandige løsninger av syrer, hydroksyder og salter og med en rekke andre bestemmelser, fremsatte S.A. Arrhenius i 1887 hypotesen om elektrolytisk dissosiasjon, ifølge hvilken molekyler av syrer, hydroksyder og salter, når de er oppløst i vann, dissosieres til ioner.
Studiet av elektrolyseprodukter lar en tildele positive eller negative ladninger til ioner. Det er klart, hvis en syre, for eksempel salpetersyre HNO 3, dissosieres til for eksempel to ioner og under elektrolyse av en vandig løsning frigjøres hydrogen ved katoden (negativt ladet elektrode), så er det følgelig positivt ladede hydrogenioner H + i løsningen. Da skal dissosiasjonsligningen skrives som følger:

НNO 3 = Н + +.

Elektrolytisk dissosiasjon– fullstendig eller delvis desintegrering av en forbindelse når den er oppløst i vann til ioner som et resultat av interaksjon med et vannmolekyl (eller annet løsningsmiddel).
Elektrolytter– syrer, baser eller salter, hvis vandige løsninger er utført elektrisitet som følge av dissosiasjon.
Stoffer som ikke dissosieres til ioner i en vandig løsning og hvis løsninger ikke leder elektrisk strøm kalles ikke-elektrolytter.
Dissosiasjonen av elektrolytter er kvantitativt karakterisert grad av dissosiasjon– forholdet mellom antall "molekyler" (formelenheter) oppløst til ioner til totalt antall"molekyler" av det oppløste stoffet. Graden av dissosiasjon er angitt Gresk bokstav. For eksempel, hvis av hver 100 "molekyler" av et oppløst stoff, 80 dissosieres til ioner, er graden av dissosiasjon av det oppløste stoffet lik: = 80/100 = 0,8, eller 80%.
I henhold til deres evne til å dissosiere (eller, som de sier, "av styrke"), er elektrolytter delt inn i sterk, gjennomsnitt Og svak. I henhold til graden av dissosiasjon regnes de med løsninger > 30 % som sterke elektrolytter; svake elektrolytter er< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
Når det gjelder vandige løsninger sterke elektrolytter(> 30%) inkluderer følgende grupper av forbindelser.
1 . Mange uorganiske syrer, slik som saltsyre HCl, salpetersyre HNO 3, svovelsyre H 2 SO 4 i fortynnede løsninger. Den sterkeste uorganisk syre– klor HClO 4.
Styrken til ikke-oksygensyrer øker i en serie med lignende forbindelser når man beveger seg nedover undergruppen av syredannende elementer:

HCl – HBr – HI.

Flussyre HF løser opp glass, men dette indikerer ikke dets styrke. Denne oksygenfrie halogenholdige syren er klassifisert som en syre med middels styrke på grunn av den høye H–F-bindingsenergien, evnen til HF-molekyler til å kombinere (associere) på grunn av sterke hydrogenbindinger, interaksjonen mellom F – ioner og HF molekyler (hydrogenbindinger) med dannelse av ioner og andre mer komplekse partikler. Som et resultat reduseres konsentrasjonen av hydrogenioner i en vandig løsning av denne syren betydelig, så flussyre anses å være av middels styrke.
Hydrogenfluorid reagerer med silisiumdioksid, som er en del av glasset, ifølge ligningen:

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O.

Flussyre bør ikke oppbevares i glassbeholdere. Til dette formål brukes kar laget av bly, noe plast og glass, hvis vegger er belagt på innsiden med et tykt lag parafin. Hvis hydrogenfluoridgass brukes til å "etse" glass, blir overflaten på glasset matt, som brukes til å påføre inskripsjoner og ulike design på glasset. Etsing av glass med en vandig løsning av flussyre fører til korrosjon av glassoverflaten, som forblir gjennomsiktig. En 40 % løsning av flussyre er vanligvis kommersielt tilgjengelig.

Styrken til oksygensyrer av samme type endres i motsatt retning, for eksempel er periodinsyre HIO 4 svakere enn perklorsyre HClO 4.
Hvis et grunnstoff danner flere oksygensyrer, så har syren der det syredannende grunnstoffet har høyest valens størst styrke. I rekken av syrer HClO (hypoklor) – HClO 2 (klorholdig) – HClO 3 (klorholdig) – HClO 4 (klorsyre) er altså sistnevnte den sterkeste.

Ett volum vann løser opp omtrent to volumer klor. Klor (omtrent halvparten av det) reagerer med vann:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HСlO.

Saltsyre er sterk; det er praktisk talt ingen HCl-molekyler i den vandige løsningen. Det er mer riktig å skrive reaksjonsligningen slik:

Cl 2 + H 2 O = H + + Cl – + HClO – 25 kJ/mol.

Den resulterende løsningen kalles klorvann.
Hypoklorsyre er et hurtigvirkende oksidasjonsmiddel, så det brukes til å bleke stoffer.

2 . Hydroksider av grunnstoffer i hovedundergruppene i gruppe I og II periodiske tabell: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2 osv. Når man beveger seg nedover i undergruppen, øker de metalliske egenskapene til elementet øker styrken til hydroksidene. Løselige hydroksyder av hovedundergruppen av gruppe I-elementer er klassifisert som alkalier.

Alkalier er baser som er løselige i vann. Disse inkluderer også hydroksider av elementer fra hovedundergruppen av gruppe II (jordalkaliske metaller) og ammoniumhydroksid (en vandig løsning av ammoniakk). Noen ganger er alkalier de hydroksydene som skaper høy konsentrasjon hydroksidioner. I utdatert litteratur kan du finne blant alkaliene kaliumkarbonater K 2 CO 3 (potaske) og natriumkarbonater Na 2 CO 3 (soda), natriumbikarbonat NaHCO 3 (natron), boraks Na 2 B 4 O 7, natriumhydrosulfider NaHS og kalium KHS et al.

Kalsiumhydroksid Ca(OH) 2 som en sterk elektrolytt dissosieres i ett trinn:

Ca(OH) 2 = Ca 2+ + 2OH – .

3 . Nesten alle salter. Salt, hvis det er en sterk elektrolytt, dissosieres i ett trinn, for eksempel jernklorid:

FeCl 3 = Fe 3+ + 3Cl – .

Når det gjelder vandige løsninger svake elektrolytter ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 . Vann H 2 O er den viktigste elektrolytten.

2 . Noen uorganiske og nesten alle organiske syrer: H 2 S (hydrogensulfid), H 2 SO 3 (svovelholdig), H 2 CO 3 (karbonsyre), HCN (blåsyre), H 3 PO 4 (fosforsyre, ortofosforsyre), H 2 SiO 3 (silisium), H 3 BO 3 (borsyre, ortoborsyre), CH 3 COOH (eddiksyre), etc.
Merk at karbonsyre ikke finnes i formelen H 2 CO 3. Når den er oppløst karbondioksid CO 2 i vann danner sitt hydrat CO 2 H 2 O, som for enkelhets skyld skriver vi med formelen H 2 CO 3, og dissosiasjonsreaksjonsligningen ser slik ut:

Dissosiasjonen svak karbonsyre foregår i to etapper. Det resulterende bikarbonationet oppfører seg også som en svak elektrolytt.
Andre flerbasiske syrer dissosieres på samme måte: H 3 PO 4 (fosforsyre), H 2 SiO 3 (silisium), H 3 BO 3 (borsyre). I en vandig løsning skjer dissosiasjon praktisk talt bare i det første trinnet. Hvordan utføre dissosiasjon på siste stadium?
3 . Hydroksyder av mange grunnstoffer, for eksempel Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 2, Fe(OH) 3, etc.
Alle disse hydroksydene dissosieres trinnvis i en vandig løsning, for eksempel jernhydroksid
Fe(OH) 3:

I en vandig løsning skjer dissosiasjon nesten utelukkende i det første trinnet. Hvordan skifte likevekten mot dannelsen av Fe 3+ ioner?
De grunnleggende egenskapene til hydroksyder av samme grunnstoff øker med avtagende valens til grunnstoffet. Dermed er de grunnleggende egenskapene til jerndihydroksid Fe(OH) 2 mer uttalt enn de til trihydroksid Fe(OH) 3. Denne uttalelsen tilsvarer det faktum at de sure egenskapene til Fe(OH) 3 er sterkere enn Fe(OH) 2.
4 . Ammoniumhydroksid NH 4 OH.
Når ammoniakkgass NH 3 løses i vann, får man en løsning som leder elektrisitet svært dårlig og har en bitter, såpeaktig smak. Løsningsmediet er basisk, eller alkalisk Denne oppførselen til ammoniakk forklares som følger: Når ammoniakk løses opp i vann, dannes ammoniakkhydrat NH 3 H 2 O, som vi konvensjonelt tilskriver formelen til det ikke-eksisterende ammoniumhydroksidet NH 4 OH, med tanke på at denne forbindelsen dissosieres for å danne ammoniumion og hydroksidion OH -:

NH 4 OH = + OH – .

5 . Noen salter: sinkklorid ZnCl 2, jerntiocyanat Fe(NCS) 3, kvikksølvcyanid Hg(CN) 2 osv. Disse saltene dissosieres trinnvis.

Noen anser fosforsyre H 3 PO 4 for å være middels sterke elektrolytter. Vi vil betrakte fosforsyre som en svak elektrolytt og skrive ned de tre stadiene av dens dissosiasjon. Svovelsyre i konsentrerte løsninger oppfører seg som en elektrolytt med middels styrke, og i svært konsentrerte løsninger oppfører den seg som en svak elektrolytt. Vi vil vurdere videre svovelsyre sterk elektrolytt og skriv ned ligningen for dissosiasjonen i ett trinn.

Sterke og svake elektrolytter

Syrer, baser og salter i vandige løsninger dissosieres - brytes opp til ioner. Denne prosessen kan være reversibel eller irreversibel.

Under irreversibel dissosiasjon i løsninger brytes hele eller nesten hele stoffet ned til ioner. Dette er typisk for sterke elektrolytter (fig. 10.1, a, s. 56). Sterke elektrolytter inkluderer noen syrer og alle vannløselige salter og baser (hydroksyder av alkali- og jordalkalielementer) (skjema 5, s. 56).

Ris. 10.1. Sammenligning av antall ioner i løsninger med samme innledende mengde elektrolytt: a - kloridsyre (sterk elektrolytt); b - nitrittsyre

(svak elektrolytt)

Skjema 5. Klassifisering av elektrolytter etter styrke

Med reversibel dissosiasjon skjer to motsatte prosesser: samtidig med desintegreringen av stoffet til ioner (dissosiasjon), skjer den omvendte prosessen med å kombinere ioner til molekyler av stoffet (assosiasjon). På grunn av dette eksisterer en del av stoffet i løsning i form av ioner, og en del - i form av molekyler (fig. 10.1, b). Elektrolytter,

som, når de er oppløst i vann, bare delvis går i oppløsning til ioner, kalles svake elektrolytter. Disse inkluderer vann, mange syrer, samt uløselige hydroksyder og salter (skjema 5).

I dissosiasjonsligningene svake elektrolytter I stedet for en vanlig pil, skriv en tohodet pil (reversibilitetstegn):

Styrken til elektrolytter kan forklares med polaritet kjemisk forbindelse, som brytes ved dissosiasjon. Jo mer polar bindingen er, jo lettere blir den omdannet til en ionisk binding under påvirkning av vannmolekyler, derfor er elektrolytten sterkere. I salter og hydroksider er polariteten til bindingen størst, siden det er en ionisk binding mellom ionene til metallelementer, syrerester og hydroksydioner, derfor er alle løselige salter og baser sterke elektrolytter. I oksygenholdige syrer brytes det ved dissosiasjon O-H tilkobling, hvis polaritet avhenger av den kvalitative og kvantitative sammensetningen av syreresten. Styrken til de fleste oksygenholdige syrer kan bestemmes ved å skrive den vanlige syreformelen som E(OH) m O n . Hvis denne formelen inneholder n< 2 — кислота слабая, если n >2 - sterk.

Avhengighet av styrken til syrer på sammensetningen av syreresten

Grad av dissosiasjon

Styrken til elektrolytter er kvantitativt karakterisert ved graden av elektrolytisk dissosiasjon a, som viser andelen molekyler av et stoff som har gått i oppløsning til ioner i løsning.

Graden av dissosiasjon a er lik forholdet mellom antall molekyler N eller mengden stoff n som har gått i oppløsning til ioner og totalt antall molekyler N 0 eller mengden oppløst stoff n 0:

Graden av dissosiasjon kan uttrykkes ikke bare i brøkdeler av en enhet, men også i prosent:

Verdien av a kan variere fra 0 (ingen dissosiasjon) til 1, eller 100 % (fullstendig dissosiasjon). Jo bedre elektrolytten desintegrerer, desto større grad av dissosiasjon.

Basert på graden av elektrolytisk dissosiasjon deles elektrolytter ofte ikke inn i to, men i tre grupper: sterke, svake og middels sterke elektrolytter. Sterke elektrolytter er de hvis dissosiasjonsgrad er mer enn 30 %, og svake elektrolytter er de med en grad på mindre enn 3 %. Elektrolytter med mellomverdier på a - fra 3% til 30% - kalles mellomsterke elektrolytter. I henhold til denne klassifiseringen vurderes følgende syrer: HF, HNO 2, H 3 PO 4, H 2 SO 3 og noen andre. De to siste syrene er elektrolytter med middels styrke bare i den første fasen av dissosiasjonen, og i andre er de svake elektrolytter.

Graden av dissosiasjon er en variabel verdi. Det avhenger ikke bare av elektrolyttens natur, men også av dens konsentrasjon i løsningen. Denne avhengigheten ble først identifisert og studert av Wilhelm Ostwald. I dag kalles det Ostwalds fortynningslov: når en løsning fortynnes med vann, samt når temperaturen stiger, øker graden av dissosiasjon.

Beregning av grad av dissosiasjon

Eksempel. Hydrogenfluorid ble oppløst i en liter vann med en mengde av stoffet på 5 mol. Den resulterende løsningen inneholder 0,06 mol hydrogenioner. Bestem graden av dissosiasjon av fluorsyre (i prosent).

La oss skrive dissosiasjonsligningen for fluorsyre:

Ved dissosiasjon dannes ett hydrogenion fra ett syremolekyl. Hvis løsningen inneholder 0,06 mol H+-ioner, betyr dette at 0,06 mol hydrogenfluorid-molekyler har dissosiert. Derfor er graden av dissosiasjon:

Fremragende tysk fysikalsk kjemiker, prisvinner Nobel pris i kjemi 1909. Han ble født i Riga og studerte ved Universitetet i Dorpat, hvor han begynte å undervise og vitenskapelig aktivitet. I en alder av 35 flyttet han til Leipzig, hvor han ledet Physicochemical Institute. Han studerte lovene for kjemisk likevekt, egenskapene til løsninger, oppdaget loven om fortynning, oppkalt etter ham, utviklet grunnlaget for teorien om syre-base-katalyse og viet mye tid til kjemiens historie. Grunnla verdens første avdeling fysisk kjemi og det første fysisk-kjemiske tidsskriftet. I sitt personlige liv hadde han merkelige vaner: følte aversjon mot å klippe seg, og kommuniserte med sekretæren sin utelukkende ved hjelp av en sykkelklokke.

Nøkkelidé

Dissosiasjonen av svake elektrolytter er en reversibel prosess, mens den for sterke elektrolytter er det

irreversible.

Kontrollspørsmål

116. Definer sterke og svake elektrolytter.

117. Gi eksempler på sterke og svake elektrolytter.

118. Hva verdien brukes til kvantitative egenskaper elektrolyttstyrke? Er det konstant i noen løsning? Hvordan kan du øke graden av elektrolyttdissosiasjon?

Oppdrag for å mestre stoffet

119. Gi ett eksempel hver av et salt, en syre og en base som er: a) en sterk elektrolytt; b) en svak elektrolytt.

120. Gi et eksempel på et stoff: a) dibasisk syre, som i det første trinnet er en elektrolytt med middels styrke, og i det andre - en svak elektrolytt; b) dibasisk syre, som i begge stadier er en svak elektrolytt.

121. I noen syre er dissosiasjonsgraden i det første trinnet 100%, og i det andre - 15%. Hva slags syre kan det være?

122. Hvilke partikler er mer tallrike i en løsning av hydrogensulfid: H 2 S molekyler, H + ioner, S 2- ioner eller HS - ioner?

123. Fra den gitte listen over stoffer, skriv ned formlene separat: a) sterke elektrolytter; b) svake elektrolytter.

NaCl, HCl, NaOH, NaNO 3, HNO 3, HNO 2, H 2 SO 4, Ba(OH) 2, H 2 S, K 2 S, Pb(NO 3) 2.

124. Lag dissosiasjonsligningene for strontiumnitrat, kvikksølv(11)klorid, kalsiumkarbonat, kalsiumhydroksid, sulfidsyre. I hvilke tilfeller oppstår dissosiasjon reversibelt?

125. En vandig løsning av natriumsulfat inneholder 0,3 mol ioner. Hvilken masse av dette saltet ble brukt til å lage en slik løsning?

126. En 1 liters løsning av hydrogenfluorid inneholder 2 g av denne syren, og mengden hydrogenioner er 0,008 mol. Hva er mengden fluoridioner i denne løsningen?

127. Tre reagensrør inneholder like store volumer løsninger av klorid-, fluor- og sulfidsyrer. I alle reagensglass er mengdene syrer like store. Men i det første reagensrøret er mengden hydrogenioner 3. 10 -7 mol, i den andre - 8. 10 -5 mol, og i den tredje - 0,001 mol. Hvilket reagensglass inneholder hver syre?

128. Det første reagensrøret inneholder en elektrolyttløsning, hvis dissosiasjonsgrad er 89%, det andre inneholder en elektrolytt med en dissosiasjonsgrad på 8%o, og det tredje - 0,2%o. Gi to eksempler på elektrolytter fra forskjellige klasser av forbindelser som kan finnes i disse reagensrørene.

129*. I tilleggskilder, finn informasjon om avhengigheten av styrken til elektrolytter av stoffenes natur. Etablere et forhold mellom strukturen til stoffer og naturen kjemiske elementer, som danner dem, og styrken til elektrolyttene.

Dette er lærebokmateriale

Elektrolyttdissosiasjon er kvantitativt preget av graden av dissosiasjon. Dissosiasjonsgrad a–dette er forholdet mellom antall molekyler dissosiert til ioner N diss.,til det totale antallet molekyler av oppløst elektrolytt N :

en =

en– brøkdelen av elektrolyttmolekyler som har brutt opp til ioner.

Graden av elektrolyttdissosiasjon avhenger av mange faktorer: elektrolyttens natur, løsningsmidlets natur, konsentrasjonen av løsningen og temperatur.

Basert på deres evne til å dissosiere, er elektrolytter konvensjonelt delt inn i sterke og svake. Elektrolytter som eksisterer i løsning bare i form av ioner kalles vanligvis sterk . Elektrolytter, som i oppløst tilstand dels er i form av molekyler og dels i form av ioner, kalles svak .

Sterke elektrolytter inkluderer nesten alle salter, noen syrer: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, hydroksyder av alkali- og jordalkalimetaller (se vedlegg, tabell 6).

Prosessen med dissosiasjon av sterke elektrolytter fortsetter å fullføres:

HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,

og likhetstegn er plassert i dissosiasjonsligningene.

I forhold til sterke elektrolytter er begrepet "grad av dissosiasjon". betinget karakter. « Tilsynelatende grad av dissosiasjon (a hver) under den sanne (se vedlegg, tabell 6). Med økende konsentrasjon av en sterk elektrolytt i en løsning, øker interaksjonen av motsatt ladede ioner. Når de er tilstrekkelig nær hverandre, danner de medarbeidere. Ionene i dem er atskilt av lag med polare vannmolekyler som omgir hvert ion. Dette påvirker reduksjonen i den elektriske ledningsevnen til løsningen, dvs. effekten av ufullstendig dissosiasjon skapes.

For å ta hensyn til denne effekten ble det innført en aktivitetskoeffisient g, som avtar med økende konsentrasjon av løsningen, varierende fra 0 til 1. For å kvantitativt beskrive egenskapene til løsninger av sterke elektrolytter, en mengde som kalles aktivitet (en).

Aktiviteten til et ion forstås som dets effektive konsentrasjon, ifølge hvilken det virker i kjemiske reaksjoner.

Ioneaktivitet ( en) er lik dens molare konsentrasjon ( MED), multiplisert med aktivitetskoeffisienten (g):

EN = g MED.

Ved å bruke aktivitet i stedet for konsentrasjon kan man anvende lovene som er etablert for ideelle løsninger på løsninger.

Svake elektrolytter inkluderer noen mineralsyrer (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) og de fleste organiske syrer (CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4, etc.) , ammoniumhydroksid NH 4 OH og alle baser som er lett løselige i vann, organiske aminer.

Dissosiasjonen av svake elektrolytter er reversibel. I løsninger av svake elektrolytter etableres en likevekt mellom ioner og udissosierte molekyler. I de tilsvarende dissosiasjonsligningene er reversibilitetstegnet (“”) plassert. For eksempel den svake dissosiasjonsligningen eddiksyre er skrevet slik:

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

I en løsning av en svak binær elektrolytt ( CA) følgende likevekt er etablert, karakterisert ved en likevektskonstant kalt dissosiasjonskonstanten TIL d:

KA « K + + A - ,

.

Hvis 1 liter løsning er oppløst MED mol elektrolytt CA og graden av dissosiasjon er a, som betyr dissosiert aС mol elektrolytt og hvert ion ble dannet aС føflekker. I den udissosierte tilstanden gjenstår ( MED – aС) føflekker CA.

KA « K + + A - .

C – aС aС aС

Da vil dissosiasjonskonstanten være lik:

(6.1)

Siden dissosiasjonskonstanten ikke er avhengig av konsentrasjon, uttrykker den avledede relasjonen avhengigheten av dissosiasjonsgraden til en svak binær elektrolytt av dens konsentrasjon. Fra ligning (6.1) er det klart at en reduksjon i konsentrasjonen av en svak elektrolytt i en løsning fører til en økning i graden av dens dissosiasjon. Ligning (6.1) uttrykker Ostwalds utvanningslov .

For svært svake elektrolytter (kl en<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

TIL d en 2 C, eller en"(6.2)

Dissosiasjonskonstanten for hver elektrolytt er konstant ved en gitt temperatur, den er ikke avhengig av konsentrasjonen av løsningen og karakteriserer elektrolyttens evne til å desintegreres til ioner. Jo høyere Kd, jo mer dissosierer elektrolytten til ioner. Dissosiasjonskonstantene til svake elektrolytter er tabellert (se vedlegg, tabell 3).

Svake elektrolytter- stoffer som delvis dissosieres til ioner. Løsninger av svake elektrolytter inneholder udissosierte molekyler sammen med ioner. Svake elektrolytter kan ikke produsere en høy konsentrasjon av ioner i løsning. Svake elektrolytter inkluderer:

1) nesten alle organiske syrer (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, etc.);

2) noen uorganiske syrer (H 2 CO 3, H 2 S, etc.);

3) nesten alle salter, baser og ammoniumhydroksid Ca 3 (PO 4) 2 som er lett løselig i vann; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

De leder strøm dårlig (eller nesten ikke i det hele tatt).

Konsentrasjonene av ioner i løsninger av svake elektrolytter er kvalitativt preget av graden og dissosiasjonskonstanten.

Graden av dissosiasjon uttrykkes i brøkdeler av en enhet eller i prosent (a = 0,3 er den konvensjonelle grensen for deling i sterke og svake elektrolytter).

Graden av dissosiasjon avhenger av konsentrasjonen av den svake elektrolyttløsningen. Ved fortynning med vann øker alltid dissosiasjonsgraden, fordi antall løsemiddelmolekyler (H 2 O) per oppløst molekyl øker. I følge Le Chateliers prinsipp bør likevekten for elektrolytisk dissosiasjon i dette tilfellet skifte i retning av dannelsen av produkter, dvs. hydratiserte ioner.

Graden av elektrolytisk dissosiasjon avhenger av temperaturen på løsningen. Vanligvis, når temperaturen øker, øker graden av dissosiasjon, fordi bindinger i molekyler aktiveres, de blir mer mobile og er lettere å ionisere. Konsentrasjonen av ioner i en svak elektrolyttløsning kan beregnes ved å vite graden av dissosiasjon en og initialkonsentrasjon av stoffet c i løsning.

HAN = H + + An - .

Likevektskonstanten K p for denne reaksjonen er dissosiasjonskonstanten K d:

K d = . / . (10.11)

Hvis vi uttrykker likevektskonsentrasjonene i form av konsentrasjonen av den svake elektrolytten C og dens grad av dissosiasjon α, får vi:

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

Dette forholdet kalles Ostwalds utvanningslov. For svært svake elektrolytter ved α<<1 это уравнение упрощается:

Kd = C. α 2. (10.13)

Dette lar oss konkludere med at med uendelig fortynning tenderer graden av dissosiasjon α til enhet.

Protolytisk likevekt i vann:

,

,

Ved konstant temperatur i fortynnede løsninger er konsentrasjonen av vann i vann konstant og lik 55,5, ( )

, (10.15)

hvor K in er det ioniske produktet av vann.

Så =10 -7. I praksis, på grunn av bekvemmeligheten av måling og registrering, er verdien som brukes hydrogenindeksen, (kriteriet) for styrken til en syre eller base. på samme måte .

Fra ligning (11.15): . Ved pH=7 – løsningsreaksjonen er nøytral, ved pH<7 – кислая, а при pH>7 – alkalisk.

Under normale forhold (0°C):

, Deretter

Figur 10.4 - pH av ulike stoffer og systemer

10.7 Sterke elektrolyttløsninger

Sterke elektrolytter er stoffer som, når de er oppløst i vann, nesten fullstendig desintegrerer til ioner. Som regel omfatter sterke elektrolytter stoffer med ioniske eller sterkt polare bindinger: alle lettløselige salter, sterke syrer (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) og sterke baser (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2).

I en sterk elektrolyttløsning finnes det oppløste stoffet primært i form av ioner (kationer og anioner); udissosierte molekyler er praktisk talt fraværende.

Den grunnleggende forskjellen mellom sterke elektrolytter og svake er at dissosiasjonslikevekten til sterke elektrolytter er fullstendig forskjøvet til høyre:

H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ,

og derfor viser likevekt (dissosiasjons-) konstanten seg å være en usikker størrelse. Nedgangen i elektrisk ledningsevne med økende konsentrasjon av en sterk elektrolytt skyldes den elektrostatiske interaksjonen av ioner.

Den nederlandske vitenskapsmannen Petrus Josephus Wilhelmus Debye og den tyske vitenskapsmannen Erich Hückel, etter å ha foreslått en modell som dannet grunnlaget for teorien om sterke elektrolytter, postulerte:

1) elektrolytten dissosieres fullstendig, men i relativt fortynnede løsninger (C M = 0,01 mol. l -1);

2) hvert ion er omgitt av et skall av ioner med motsatt fortegn. I sin tur er hver av disse ionene solvatisert. Dette miljøet kalles en ionisk atmosfære. Under den elektrolytiske interaksjonen av ioner med motsatte fortegn, er det nødvendig å ta hensyn til påvirkningen av den ioniske atmosfæren. Når en kation beveger seg i et elektrostatisk felt, deformeres den ioniske atmosfæren; det tykner foran ham og tynnes ut bak ham. Denne asymmetrien til den ioniske atmosfæren har en mer hemmende effekt på kationets bevegelse, jo høyere konsentrasjon av elektrolytter og jo større ladning av ionene. I disse systemene blir begrepet konsentrasjon tvetydig og må erstattes av aktivitet. For en binær enkeltladingselektrolytt KatAn = Kat + + An - er aktivitetene til kation (a +) og anion (a -) henholdsvis like

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

hvor C+ og C- er de analytiske konsentrasjonene av henholdsvis kation og anion;

γ + og γ - er deres aktivitetskoeffisienter.

(10.17)

Det er umulig å bestemme aktiviteten til hvert ion separat; derfor brukes geometriske gjennomsnittsverdier for aktivitetene for enkeltladde elektrolytter.

og aktivitetskoeffisienter:

Debye-Hückel-aktivitetskoeffisienten avhenger i det minste av temperatur, dielektrisk konstant for løsningsmidlet (ε), og ionestyrke (I); sistnevnte tjener som et mål på intensiteten til det elektriske feltet skapt av ionene i løsningen.

For en gitt elektrolytt uttrykkes ionestyrken ved Debye-Hückel-ligningen:

Ionestyrken er igjen lik

hvor C er den analytiske konsentrasjonen;

z er ladningen til kationen eller anionet.

For en enkeltladet elektrolytt faller ionestyrken sammen med konsentrasjonen. Dermed vil NaCl og Na 2 SO 4 ved samme konsentrasjon ha ulik ionestyrke. Sammenligning av egenskapene til løsninger av sterke elektrolytter kan bare utføres når ionestyrkene er de samme; selv små urenheter endrer egenskapene til elektrolytten dramatisk.

Figur 10.5 - Avhengighet

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 lede elektrisk strøm, 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 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 er eddiksyre 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.

Av natur kan elektrolytter deles inn i to store grupper: sterk og svak. Sterke elektrolytter dissosiere nesten fullstendig (α = 1).

Sterke elektrolytter inkluderer:

1) syrer (H2S04, 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 dissosieres 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 det gjelder karbonsyre, har dissosiasjonskonstantene 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 av sure salter skjer i trinn, for eksempel:

KHCO 3 → K + + HCO 3 – (første trinn)