🗊Презентация Электролитическая диссоциация

Тема 9. Электролитическая диссоциация 9.1. Природа электролитической диссоциации

Количественные характеристики процесса диссоциации Степень диссоциации, α – доля молекул, распавшихся на ионы Константа диссоциации Кд – константа равновесия процесса диссоциации

Классификация электролитов

9.2. Факторы, влияющие на процесс диссоциации 1. Влияние концентрации электролита С понижением концентрации степень диссоциации увеличивается. Для слабых электролитов: C – исходная концентрация кислоты, α – степень диссоциации CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ С-αС αС αС - равновесные концентрации

Для сильных электролитов NaClкр → Na+(водн)+Cl- (водн) Активностью а называется та условная концентрация, в соответствии с которой ион ведет себя в растворе. a – активность ионов в растворе f – коэффициент активности (f≤1) CM – молярная концентрация раствора I – ионная сила раствора Ci – концентрация i-го иона в растворе Zi – заряд i-го иона в растворе

2. Влияние температуры на процесс диссоциации Процесс диссоциации – эндотермический. Поэтому с повышением температуры степень диссоциации возрастает 3. Влияние природы растворителя на процесс диссоциации Чем выше дипольный момент у молекул растворителя, тем легче идет в нем процесс диссоциации растворенного вещества.

4. Влияние природы вещества на процесс его диссоциации Чем выше полярность связи, тем легче вещество диссоциирует по этой связи. По Аррениусу природа химического вещества определяется характером его диссоциации. Кислоты по Аррениусу – это водородсодержащие соединения, дающие в водном растворе ионы водорода (гидроксония) Силу кислоты можно определить по константе кислотности Ка: HAn ⇄ H+ +An- Чем выше Ka, тем сильнее кислота

Сила бескислородных кислот зависит от радиуса аниона, а у анионов с близкими радиусами - от величины электроотрица-тельности кислотообразующего элемента. С увеличением радиуса иона длина связи H-An увеличивается, и энергия связи уменьшается → сила кислоты возрастает. Поэтому в пределах одной подгруппы с увеличением заряда ядра атома кислотообразующего элемента сила кислоты увеличивается: HI – сильная кислота, HF – средняя. В пределах одного периода с увеличением заряда ядра атома кислотообразующего элемента увеличивается электроотрицательность атома кислотообразующего элемента. Разность электроотрицательностей между атомами кислотообразующего элемента и водорода увеличивается, возрастает полярность связи, а с ней – и сила кислоты: H2S – слабая кислота, HCl – сильная.

Сила кислородсодержащих кислот, формула которых имеет общий вид ЭОm(OH)n, зависит от природы кислотообразующего элемента и от величин m и n. Ввиду большой электроотрицательности атома кислорода, он оттягивает электроны от связей О-Н и способность диссоциации кислоты по этой связи возрастает. Поэтому с увеличением числа атомов кислорода, не связанных с атомами водорода (m), и с уменьшением числа групп ОН- (n) сила кислоты возрастает. Сила кислоты увеличивается по мере увеличения степени окисления кислотообразующего элемента.

Основания по Аррениусу – это гидроксилсо-держащие соединения, дающие в водном растворе ионы гидроксила Силу основания можно определить по константе основности Кв: KtOH ⇄ Kt+ +OH- Чем выше Kb, тем сильнее основание К сильным электролитам относятся все основания щелочных металлов С увеличением радиуса иона длина связи Kt-O увеличивается, и энергия связи уменьшается → сила основания возрастает. Поэтому в пределах одной подгруппы с увеличением заряда ядра атома металла сила его основания увеличивается: Ra(OH)2 – сильное основание, Mg(OH)2 – среднее. В пределах одного периода с увеличением заряда ядра атома металла увеличивается его электроотрицатель-ность. Разность электроотрицательностей между атомами металла и кислорода уменьшается, уменьшается и полярность связи, а с ней – и сила основания: NaOH – сильное основание, Mg(OH)2 – среднее, Al(OH)3 - слабое.

Представление о теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури Кислота – это вещество, стремящееся отдать протоны (донор протонов), а основание – это вещество, стремящееся присоединить протоны (акцептор протонов) HCl ⇄ Cl- + H+ HCN ⇄ CN- + H+ HCl и HCN – кислоты Сl- и CN- - сопряженные им основания

Представление о теории кислот и оснований Льюиса Кислота – это акцептор пары электронов, имеющий подходящую свободную орбиталь, а основание – это донор электронов, имеющий неподеленную пару электронов H+ - кислота NH3 - основание

9.3. Ступенчатая диссоциация электролитов Диссоциация кислот Максимальное число ионов водорода, образующихся при диссоциации из одной молекулы кислоты называется ее основностью. HCl – одноосновная кислота, H2SO4 - двухосновная H3PO4 – трехосновная. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем константа диссоциации по каждой последующей ступени примерно в 105 раз меньше, чем по предыдущей.

Диссоциация оснований Максимальное число ионов гидроксила, образующихся при диссоциации из одной основания называется его кислотностью. NaOH – однокислотное основание, Mg(OH)2 - двухкислотное Fe(OH)3 – трехкислотное. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато, причем константа диссоциации по каждой последующей ступени примерно в 105 раз меньше, чем по предыдущей. I ступень: Mg(OH)2 ⇄ Mg(OH)++OH- II ступень: Mg(OH)+ ⇄ Mg++OH- Способностью оснований многозарядных ионов к ступенчатой диссоциации объясняется их склонность к образованию основных солей (CuOH)2CO3

Диссоциация солей Средние соли диссоциируют полностью, в одну ступень: Al2(SO4)3 ⇄ 2Al3+ +3SO42- Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато, легко – по 1-ой ступени и очень незначительно – по последующим: I ступень: NaHCO3 ⇄ Na+ + HCO3- II ступень: HCO3- ⇄ H++CO32- I ступень: (CuOH)2CO3 ⇄ 2CuOH- + CO32- II ступень: CuOH+ ⇄ Cu2+ + OH-

9.4. Диссоциация воды. Водородный показатель H2O ⇄ H++OH-; [H2O]р ≈ [H2O]исх; Для объема 1 л m=10000 г, M=18г/моль

Значения рН некоторых растворов

Способы измерения значения рН раствора При помощи индикаторов, веществ, изменяющих цвет в присутствии ионов Н+ и/или ОН-: индивидуальных