Количественные характеристики процесса электролитической диссоциации.

1.Степень диссоциации. Показывает какова доля молекул распавшихся на ионы относительно первоначального кол-ва молекул.

Степень диссоциации α 0÷1 ее истинное значение (0÷100%)

По способности к диссоциации электролиты условно разделяют на сильные и слабые.

1)Электролиты, которые в р-ре существуют преимущественно в виде ионов, наз-ют сильными. Для них принято α>30%

2)Электролиты, которые в растворенном состоянии нах-ся частично в виде молекул и частично в виде ионов, наз-ют слабыми.

Сильные электролиты:

а)Кислоты: самая сильная – хлорная – HСlO₄, HCl, HBr, HI, HNO₃, HCNS (радоновая кислота), HMnO₄, H₂SO₄, H₂SeO₄, H₂S₂O₃ (тиосерная кислота или серноватистая), HIO₄

б)Основания:

Все гидроксиды щелочных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, щелочноземельных металлов: Ca(OH)₂, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂, TlOH.

в)Все растворимые соли

Слабые электролиты:

а) Кислоты: HF, H₂SO₃, H₃PO₄, HNO₂, H₂CO₃(угольная), H₂S(сероводородная), H₂N, H₂SiO₃(кремниевая), H₃BO₃, HCOOH(муравьиная), CH₂COOH(уксусная) и все остальные органические кислоты.

б)Основания: NH₄OH и все плохо растворимые гидроксиды.

Степень диссоциации зависит от:

1.Природы в-ва и рас-ля

2.Температуры (с увеличением температуры α увеличивается, усиливается тепловое движение молекул колебательное движение атомов.

3.Концентраций растворов. С увеличением концентрации α увеличивается, уменьшается частота встреч друг с другом, приводящая к образованию молекул.

Константа диссоциации

В р-рах слабых электролитов устанавливается равновесие диссоциации, в р-ре находятся молекулы и ионы. Характеристикой установления равновесия является константа равновесия, в данном случае наз-ся константой диссоциации.

НАDН⁺+А^-

Кд постоянная для данного в-ва и зависит только от температуры.

Кд не зависит от концентрации, придает ей большую ценность чем степень диссоциации, при диссоциации слабых многоосновных кислот и многокислотных оснований, каждая ступень диссоциации характерезуется константой диссоциации, причем каждая последующая константа много меньше предыдущей.

Смещение равновесия диссоциации

Обратимым процессом можно управлять, т.е. усиливать или ослаблядь диссоциацию

Связь степени диссоциации и константы диссоциации слабого электролита

HCN=H⁺+CN^-

[H⁺]=α*C_HCN

[CN^-]=α*C_HCN

[HCN]=C_HCN- α*C_HCN = (1-α) * C_HCN

α<3%

в частности для 0,1 М р-ра синельной кислоты (HCN) α=0,007%

1-α1

Кд=α²С

Расчет концентраций ионов солей в р-ре

Растворенные соли являются сильными электролитами, поэтому количественной характеристикой их диссоциации является только степень диссоциации.

Al₂(SO₄)₃=2Al³⁺+3SO₄^2-

C_соли, α-известно

С(Al³⁺)=2С_солиα

С(SO₄^2-)=3С_солиα

С_=N_αC

Шкала РН

Вода яв-ся слабодиссоциирующим соединением. Она дис-ет на катионы Н и анионы ОН. Характеризуется уравнением равновесия:

С_Н2О[H₂O] (С_Н2О – аналитическая концентрация воды)

С_Н2Оconts

[H⁺][OH^-]=Кд*C_H2O=1,8*10^-16*5,55=10^-14 = Kw=Kв («ка бэ»)

[H⁺][OH^-]=Kw=10^-14 – ионное произведение воды

Это произведение всегда постоянно, во всех водных р-ов кислот, щелочей и солей при данной температуре.

Кислотно-основные св-ва р-ов.

Характеризуется концентрацией катиона H⁺ или концентрацией гидроксида иона ОН^-. Эти величины в р-ре могут быть переменными, однако, их произведение всегда постоянно.

1.В нейтральной среде концентрация [H⁺]=[OH^-]= моль/л

2.В кислой среде [H⁺]> моль/л , [OH^-]< моль/л

3.В щелочной среде [ОH^-]> моль/л , [H⁺]< моль/л

р - отрицательный логарифм

р – «пауэ»

р – показатель степени

pH=-lg[H⁺]

pOH=-lg[OH^-]

pNa=-lg[Na⁺]

pH+pOH=14

1. , pH=-lg[H⁺]

2. pOH=-lg[OH^-], pH=14-pOH

1.В нейтральной среде pH=pOH=7

2.В кислой среде 0рН<7

3. В щелочной среде 7<рН14

Расчет реакций среды в растворах кислот и оснований

1.Сильные кислоты.

Количественной характеристикой диссоциации сильных электролитов яв-ся степень диссоциации α

С_Н+=α*N_H+*C_к-ты

рН=-lgC_H+

Пример:

Сэк(H₂SO₄)=0,05н, α=80%, рН-?

H₂SO₄=2H⁺+SO₄^2-

C_H+=0,8*2*0,05/2=0,04 моль/л

Z=2

pH=-lgC_H+=-lg0,04=1,4

Если для сильных электролитов в задаче не дают степень диссоциации, то принимать α=1

2.Сильное основание

С_ОН-=α*N_ОН-*C_{основания}

рОН=-lgC_ОН- , рН=14-pOH

C_H+= , рН=-lgC_H+

Пример:

Вычислить рН 1% р-ра гидроксида бария, ρ=1,01 г/см³

m(Ba(OH)₂)=Vр-ра*ρ*ω=1000*1,01*0,01=10,1г

пусть Vр-ра=1л

C(Ba(OH)₂)=

Ba(OH)₂=Ba²⁺+2OH^-

C_OH-=α*N_OH*C_осн=1*2*0,06=0,12 моль/л

рОН=-lg0,12=0,92

pH=14-pOH=14-0,92=13,08

3.Слабые кислоты

Количественными характеристиками диссоциации могут быть:

а)степень диссоциации

[H⁺]=α*C_к-ты

При расчете концентраций катионов H⁺ для слабых кислот принимается во внимание только 1 ступень диссоциации, т.е. для слабых многоосновных кислот всегда N_H+=1

б)константа диссоциации

4.Слабые основания

а)[OH^-]=α*Cосн

N_ОН-=1

б)

pH=14-pOH

Задача:

Расчитайте рН в децинормальном р-ре H₂CO₃ (0,14), а так же К_д1(H₂CO₃), в р-ре α(H₂CO₃)=0,17%

Сэк(H₂CO₃)=0,1 н

α=0,17%

Угольная кислота слабая

H₂CO₃ =H⁺+HCO₃^-

[H⁺]=α*Cк-ты=0,0017*0,1/2=8,5*10^-5моль/л

pH=-lg[H⁺]=4,07

К_д1+

Карточка:

Даны р-ры электролитов. 1.напишите ур-ия диссоциации этих электролитов 2.по приведенным в таблице данным все остальные неизвестные величины

Электролит	Кд1	α,%	С, моль/л	[H^+] моль/л	[OH^-] моль/л	рН	рОН
H2Se		2*10^-3	8*10^-1
CsOH	-----		4*10^-3			11,45

1. H₂Se= H⁺+НSe^-

НSe^-= H⁺+ Se^2-

CsOH= Cs⁺+OH^-

2.

1.) [H⁺]=α*Cк-ты=2*10^-3*10^-2*0,8=1,6*10^-5

[OH^-]=

pH=-lg[H⁺]

pOH=-lg[OH^-]

2.) [H⁺]=10^-рН=10^-11,45

[OH^-]=10^-14

pОH=14-pH=

[OH^-]=α*Cосн

α=

Гидролиз солей

Опр. Гидролиз – процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводящей к образованию мало диссоциирующих частиц (молекул или ионов), в результате которого меняется реакция среды, т.е. ионы взаимодействуют с водой.

Механизм гидролиза

Можно рассматривать как процесс поляризующего действия ионов на молекулы воды, в результате поляризации связи в молекуле воды возможен ее разрыв. KtAn=Kt⁺+An^-

1.Если катион взаимодействует с водой

2.Если анион взаимодействует с водой

Св-ва ионов поляризовать связи в молекулах наз-ся поляризующей способностью. Пол-ая способность ионов зависит от их размера и заряда и определяется величиной плотности заряда, т.е. отношения заряда к радиусу. Чем меньше заряд и больше радиус, тем больше пол-ая способность иона.

По значению пол-ей способности все ионы условно можно разделить на две группы:

1.Слабополяризующие ионы. Они не вызывают заметного разложения молекул воды, т.е. практически не взаимодействует с ней. Это ионы с большим радиусом и малым зарядом.

Это катионы, образующие сильные основания (Li+, K+, Na+, Rb+, Cs+, Ca2+, Sr2+, Ba2+) (Все сильные основания -это гидроксиды металлов 1 группы, все остальные образуют слабые основания.)(не растворимые основания – слабые, растворимые – сильные)

Это анионы, образующие сильные кислоты (Cl-, Br-, I-, NO3-, SO4 2-, ClO4 -, CNS -)( Сильные- хлорная, уксусная , HI иодоводородная, HBr бромоводородная, HCl  хлороводородная, H₂SO₄ серная, HNO₃ азотная, остальные -слабые.)

2.Среднеполяризующие ионы. Взаимодействуют с водой, вызывают ее разложение. Меняется реакция среды, т.е. происходит гидролиз.К этим ионам относятся: NH +, Mg 2+, Be 2+, Cu 2+, Fe 2+, Fe 3+, Al 3+

Это анионы, образующие слабые кислоты (S 2-, CH3COO -, CO3 2-, F -, SiO3 -, So3 2-, PO4 3-, NO2 -)