- •1. Теория электролитической диссоциации
- •1.1. Примеры решения задач
- •2. Растворы сильных электролитов. Активность электролитов
- •2.1. Примеры решения задач
- •2.2. Задачи для самостоятельного решения
- •3. Ионное произведение воды. Водородный показатель
- •3.1. Примеры решения задач
- •3.2. Задачи для самостоятельного решения
- •4. Растворы солей в воде и их гидролиз
- •4.1. Примеры решения типовых задач
- •4.2. Задачи для самостоятельного решения
- •5. Труднорастворимые соли. Произведение растворимости
- •5.1. Примеры решения типовых задач
- •5.2. Задачи для самостоятельного решения
- •6. Окислительно-восстановительные реакции
- •6.1. Определение коэффициентов уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса
- •6.2. Определение коэффициентов уравнений окислительно-восстановительных реакций методом ионно-электронного баланса
- •6.3. Задачи для самостоятельного решения
- •7. Электропроводность растворов электролитов. Числа переноса
- •7.1. Примеры решения задач
- •7.2. Задачи для самостоятельного решения
- •8. Электрохимические процессы на электродах. Типы электродов. Электродный потенциал
- •8.1.Примеры решения задач
- •8.2. Задачи для самостоятельного решения
- •9. Электролиз. Законы Фарадея
- •9.1. Примеры решения задач
- •9.2. Задачи для самостоятельного решения
- •10. Химические источники тока
- •10.1. Примеры решения задач
- •10.2. Задачи для самостоятельного решения
- •Библиографический Список
- •Приложения
- •Оглавление
1. Теория электролитической диссоциации
Электролиты – твердые и жидкие вещества, молекулы которых в результате электростатического взаимодействия с молекулами полярного растворителя распадаются (диссоциируют) на ионы. Часто для краткости электролитами называют водные растворы кислот, оснований и солей, солевые и оксидные расплавы. Существование в растворах электролитов заряженных частиц определяет специфические свойства таких систем и, в первую очередь, их высокую электропроводность и протекание окислительно-восстановительных процессов на поверхности электродов, опущенных в раствор. С. Аррениус в 1884–87 гг. первым высказал предположение об увеличении числа частиц в растворе в результате диссоциации электролитов и на основании этого разработал элементарную теорию электролитической диссоциации, применимую для описания равновесий в растворах слабых электролитов.
Важнейшими характеристиками раствора электролита являются константа диссоциацииистепень диссоциации. Степень диссоциации определяет долю молекул (молей) электролита, распавшихся на ионы, по отношению к числу молекул (молей) электролита, введенных в раствор. Степень диссоциации изменяется в пределах от=0 до=1. Плохо диссоциирующие электролиты<<1 называютслабыми. Длясильныхэлектролитов1. Константа диссоциации (константа равновесия процесса электролитической диссоциации) связана со степенью диссоциации.
Например, для водных растворов бинарных одно-однозарядных (HCl,HNO3,CH3COOH,NaClи др.) и двух-двухзарядных электролитов (ZnSO4,CuS,AlPO4и др.) для процесса диссоциации
константы диссоциации определяются уравнениями
(1.1)
В этих уравнениях ,,и т.д. – равновесные концентрации ионов и непродиссоциировавших молекул электролитов, моль/л;– концентрация введенных в воду молекул электролита («начальная» концентрация, концентрация «по приготовлению», концентрация «до диссоциации»), моль/л. Для сильных электролитов константа диссоциации большая величина и степень диссоциации близка к единице (например, при 25СKд(HCl)=107,1;Kд(HNO3)=37,=0,995 при=0,3 моль/л). Для слабых электролитов константа диссоциации мала, а степень диссоциации составляет несколько процентов (например, для уксусной кислотыCH3COOHKд=1,8510–5,=0,013 или 1,3% для=0,1 моль/л). Поэтому для слабых электролитов при приближенных расчетах в уравнении (1.1) в знаменателе пренебрегают слагаемымпо сравнению с единицей
(1.2)
Однако, для сильно разбавленных растворов и слабых электролитов степень диссоциации близка к единице, поэтому уравнение (1.2) становится неверным.
Для тройных электролитов уравнение, связывающее константу диссоциации со степенью диссоциации, имеет другой вид. Например, для сильного электролита
. (1.3)
Для слабого электролита
(1.4)
Для более сложных электролитов
(1.5)
(1.6)
Замечания.
1. Записанные выше уравнения процессов диссоциации, строго говоря, следует понимать не как равновесие между ионами и непродиссоциировавшими молекулами электролита, а как равновесие между обособленными гидратированными ионами, относительно независимо перемещающимися в растворе, и ионами, образующими пары.
2. Сложные электролиты в водных растворах диссоциируют ступенчато, например:
а)
суммарный процесс получается сложением ступенчатых
б)
суммарный процесс
Это обстоятельство следует учитывать при точных расчетах, а экспериментально определенную степень диссоциации следует считать кажущейся.
3. Увеличение числа частиц при диссоциации определяется степенью диссоциации:
Число i,определяющее во сколько раз увеличивается число частиц, называетсяизотоническим коэффициентом Вант-Гоффа. В общем случае
(1.7)
где – число ионов, получающихся при диссоциации молекулы электролита.
С учетом диссоциации известные закономерности, справедливые для растворов неэлектролитов, должны быть скорректированы:
– закон Рауля
(1.8)
– эбулиоскопический эффект
(1.9)
– криоскопический эффект
(1.10)
– осмотическое давление
(1.11)
Здесь все формулы написаны для бинарного раствора; n1,n2– числа молей компонентов;p1– давление паров растворителя;– повышение температуры кипения раствора электролита;m– понижение температуры замерзания раствора;E,K– эбуллиоскопическая и криоскопическая постоянные растворителя;с2,сm2– молярная и моляльная концентрации электролита.