Студопедия

Главная страница Случайная страница

Разделы сайта

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника






Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация






· Электролиты - это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относят все соли (средние, кислые, оснó вные), основания, кислоты, амфотерные гидроксиды.

Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса, в водных растворах электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы - катионы и анионы.

Для количественной характеристики силы электролита используют понятие степени электролитической диссоциации (a). Степень диссоциации равна отношению числа продиссоциировавших молекул (n) к общему числу растворённых молекул (N):

.

По степени диссоциации электролиты условно делят на сильные и слабые. Принято считать сильными электролиты, для которых a > 30 %, остальные можно считать слабыми.

· Сильные электролиты:

· почти все соли;

· некоторые неорганические кислоты: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HMnO4, HClO4 и другие;

· основания – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

 

· Слабые электролиты:

· многие неорганические и большинство органических кислот – H2CO3, H2SiO3, HNO2, H3PO4, H2SO3, H2S, HF, HCN, CH3COOH и другие;

· основания (кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов) и амфотерные гидроксиды. Гидроксид аммония NH4OH – также слабый электролит.

Сильные электролиты в водном растворе диссоциируют практически полностью, поэтому в уравнениях диссоциации этих электролитов ставят знак равенства (=):

Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42— NaHCO3 = Na+ + HCO3 CuOHCl = CuOH+ + Cl HNO3 = H+ + NO3 NaOH = Na+ + OH  

Слабые электролиты диссоциированы частично, уравнения диссоциации слабых электролитов пишут со знаком обратимости (Û). Диссоциацию слабых электролитов характеризует константа равновесия, называемая константой диссоциации – К.

Значения констант диссоциации слабых электролитов при 298 К приведены в справочниках. Чем меньше константа диссоциации, тем слабее электролит:

NH4OH Û NH4+ + OH; .

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Каждую ступень равновесного состояния характеризует своя константа диссоциации. Например, при диссоциации H2CO3:

1-я ступень: H2CO3 Û H+ + HCO3; ;

2-я ступень: HCO3- Û H+ + CO32—; .

Диссоциация Fe(OH)2:

1-я ступень: Fe(OH)2 Û FeOH+ + OH , ;

2-я ступень: FeOH + Û Fe 2+ + OH , .

 

Амфотерные гидроксиды проявляют свойства слабых оснований и слабых кислот. Диссоциацию гидроксида Pb(OH)2 = H2PbO2 по основному типу характеризуют уравнениями

 

Pb(OH)2 Û PbOH + + OH , PbOH + Û Pb 2+ + OH ;

 

по кислотному типу – уравнениями

H2PbO2 Û H + + HPbO2 , HPbO2 Û H+ + PbO22 —.

 

 






© 2023 :: MyLektsii.ru :: Мои Лекции
Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав.
Копирование текстов разрешено только с указанием индексируемой ссылки на источник.