Отправляет email-рассылки с помощью сервиса Sendsay

Как сдать ЕГЭ по химии?

Подписаться Бесплатная «Серебряная» новостная рассылка . Подписчиков 68 RSS
←   Март 2011   →
 1
 2
 3
 4
 5
 6
 7
 8
 9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31


За последние 60 дней ни разу не выходила


Сайт рассылки: http://mihail-barmin2010.narod.ru/
Открыта: 20-05-2010
Адрес автора: job.education.khimia4ege-owner@subscribe.ru

Автор
mik2005

Статистика

68 подписчиков
0 за неделю
←   Все выпуски   →

Как сдать ЕГЭ по химии? Лекция 9 (продолжение)


Девиз: «ВОДА – ПРИЧИНА РАСПАДА
СОЕДИНЕНИЙ НА ИОНЫ.
ПОДОБНОЕ РАСТВОРЯЕТСЯ В ПОДОБНОМ»
ЛЕКЦИЯ 9.
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.
План:
1. Сила электролитов.
2. Ионное произведение воды.
3. Ионные реакции.
4. Гидролиз солей.
5. Диссоциация электролитов в водном растворе.
При изучении основных закономерностей для растворов
кислот, оснований и солей было показано, что они не подчи-
няются законам Вант-Гоффа и Рауля. Было установлено, что
осмотическое давление, понижение температуры замерзания и
повышение температуры кипения изменяется на одну и ту же
величину
Для разбавленных растворов электролитов значение изото-
нических коэффициентов определяется целочисленным значе-
нием i = 2, 3, 4.
В 1887г. для объяснения этих отклонений от законов Арре-
ниусом была предложена теория, получившая впоследствии
название теории электролитической диссоциации (э.д.).
Основные положения теории э.д.:
1) электролиты в водных растворах диссоциируют (распада-
ются) на ионы;
2) под действием электрического тока (+) заряженные ионы
движутся к катоду, (-) заряженные (анионы) – к аноду;
3) диссоциация – обратимый процесс.
Впоследствии эта теория была развита в работах Каблукова
и Кистяковского. На основании химической теории растворов
Менделеева Каблуков впервые выдвинул гипотезу о гидратации
ионов. Рассматривая механизм электролитической диссоциа-
100 101
ции следует остановиться на 2-х механизмах взаимодействия в
растворе, I-ион дипольное взаимодействие, II-диполь-диполь-
ное взаимодействие.
Рассмотрим процесс электролитической диссоциации на
примере ион-дипольного взаимодействия
При помещении в водный раствор кристаллического ион-
нопостроенного соединения полярные молекулы воды ориен-
тируются противоположными концами относительно ионов
кристалла. Происходит ослабление ионной связи с последую-
щим разрывом. Следующий процесс заключается в образова-
нии относительно (+) или (-) заряженных ионов, сольватных
оболочек. При сольватации происходит образование слабых
межмолекулярных химических связей.
Таким образом, сольватация или гидратация представляют
собой основную причину электролитической диссоциации.
Отсюда становится понятным физический смысл изотоничес-
кого коэффициента: число ионов на которые распадается элек-
тролит
HCl H+ + Cl- i → 2
CaCl2 Ca2+ + 2Cl- i → 3
Типы диссоциации . Сила электролита
Степенью э.д. называется отношение числа молекул, диссо-
циирующих в растворе к общему числу молекул.
α = n/N, где n – число диссоциирующих молекул; N - общее
число молекул в растворе
Условно считают, что если α > 30 % – то сильный электро-
лит; α 2-30 % – электролит средней силы; α < 2 % – слабый
электролит.
Существует зависимость между степенью э.д. и значением
изотонического коэффициента:
i = 1 + α (k - 1); где k – число ионов
Степень диссоциации зависит от:
∙ природы и полярности растворителя (чем больше поляр-
ность тем выше степень диссоциации)
∙ от природы и полярности вещества
∙ от температуры (с повышением температуры степень дис-
социации изменяется (уменьшается для сильных электроли-
тов; для слабых – проходит через максимум)
∙ от концентрации (с повышением концентрации степень
диссоциации уменьшается)
∙ при добавлении одноименных ионов степень диссоциа-
ции уменьшается в соответствии с принципом Ле-Шателье
СH3COOH <=====> CH3COO- + H + CH3COO-
Сильные электролиты:
все растворимые соли, щелочи, минеральные кислоты:
HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HJ, HClO4, HClO3, HMпO4
Слабые электролиты: слабые минеральные кислоты: HF,
HCN, H2CO3, H2SiO3↓, H3PO4, HNO2, H2SO3, HClO2, HClO,
HN3 и др., органические кислоты (муравьиная, уксусная), ор-
ганические амиды, гидроксид аммония (NH4OH). Fe(OH)2,
Fe(OH)3, Cu(OH)2, Zn(OH)2, органические спирты, фенолы,
вода, нерастворимые соли (ВаSО4, AgCl), сульфиды, СаСО3
Константы диссоциации
СH3COOH CH3COO- + H+
[CH3COO~] [Н+]
Кдис.= ————————
[CH3COOH]
Константа равновесия представляет собой константу элект-
ролитической диссоциации. Константа диссоциации зависит:
от природы и полярности растворителя, от природы электро-
лита, от температуры, НО НЕ ЗАВИСИТ от концентрации рас-
твора
1) H2CO3 H+ + HCO3
~ K1 ~ 4 ∙ 10-7
2) НСО3 H+ + CO3
2- K2 ~ 5 ∙ 10-11
К1 > K2 в 8000 раз
Процесс э. д. двух, трех-, и более основных кислот, а также
многокислотных оснований идет ступенчато, причем К1 > К2
> К3 > ...
В общем случае константа э.д. по двум стадиям может быть
записана следующим образом:
102 103
H2CO3 <======> 2H+ + CO3
2~
[H+]2[CO3
-2]
Kдис = K1 ∙ K2 =
[H2CO3]
Таким образом, в общем случае, для ступенчатого процес-
са э.д., общая константа равняется произведению констант по
стадиям:
К = K1 ∙ K2 ∙ K3 ... для H3PO4 K1 = 6 ∙ 10-3 K2 = 5 ∙ 10-8 K3 = 10-13
Таким образом, для разбавленных растворов электролитов
справедливым является закон действия масс, который описы-
вает количественно процесс э.д. по стадиям.
Рассмотрим э.д. слабого электролита:
,
где С – исходная концентрация; α – степень э.д.
закон
разбавления
Оствальда,
Таким образом, при понижении концентрации электролита
степень э.д. увеличивается.
СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ
Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют
полностью. При значительном значении концентрации каж-
дый гидратированный (+) заряженный ион окружен со всех
сторон (-) заряженными гидратированными ионами. Кроме
того, в этих растворах возможно образование так называемых
ионных пар, которые образуются в результате взаимодействия
гидратированных ионов в растворе.
Все это приводит к тому, что в химических реакциях и фи-
зико-химических процессах происходит понижение значения
концентраций ионов по сравнению с истинным значением.
Поэтому, в 30-е годы одновременно была предложена теория
сильных электролитов. В этой теории основным понятием была
активность молекул.
Активностью молекул и ионов называется их концентрация, в
соответствии с которой они действуют в химических процессах,
т.е. a = f ∙ C, где a - активность молекулы или ионов, f - коэф-
фициент активности аналитическое значение концентрации
молекулы или ионов в растворе; всегда для сильных электро-
литов f < 1, определяется экспериментально с помощью раз-
личных методов.
Для слабых электролитов, для очень разбавленных растворов
сильных электролитов f = 1.
Таким образом, используя понятие активности молекул или
ионов становится возможных определение констант диссоци-
ации не только слабых, но и сильных электролитов, т.е. стано-
вится возможным количественная оценка силы электролита.
В избранное