Min h4 h8 ce înseamnă. Teste pentru funcționarii publici ai Federației Ruse. Aplicația MS Word nu răspunde. Ați apelat managerul de activități și ați evidențiat această aplicație în el. Pe ce buton ar trebui să apăsați acum pentru a forța închiderea aplicației?
Se numesc substanțe care se dezintegrează complet sau parțial în ioni în soluții sau topituri electroliti.
Gradul de disociere a
este raportul dintre numărul de molecule dezintegrate în ioni N¢ și numărul total de molecule dizolvate N:Gradul de disociere este exprimat ca procent sau fracțiune dintr-o unitate. Dacă a = 0, atunci nu există disociere și substanța nu este un electrolit. Dacă a = 1, atunci electrolitul se dezintegrează complet în ioni.
Clasificarea electroliților
Conform conceptelor moderne ale teoriei soluțiilor, toți electroliții sunt împărțiți în două clase: asociați (slabi) și neasociați (puternici). Electroliții neasociați din soluțiile diluate sunt aproape complet disociați în ioni. Pentru această clasă de electroliți, a este aproape de unitate (până la 100%). Electroliții neasociați sunt, de exemplu, HCI, NaOH, K2SO4 în soluţii apoase diluate.
Electroliții asociați sunt împărțiți în trei tipuri:
- Electroliții slabi există în soluții atât ca ioni, cât și ca molecule nedisociate. Exemple de electroliți asociați din această grupă sunt, în special, H2S, H2SO3, CH3 COOH în soluții apoase.
- Asociații ionici se formează în soluții prin asocierea ionilor simpli datorită interacțiunii electrostatice. Asociații ionici apar în soluții concentrate de electroliți foarte solubili. Ca rezultat, soluția conține atât ioni simpli, cât și asociați ionici. De exemplu, într-o soluție apoasă concentrată de KCl, se formează ioni simpli K +, Cl - , și formarea perechilor de ioni (K + Cl - ), teuri ionice (K 2CI+, KCI2 - ) şi cvadrupoli ionici (K2Cl2, KCl32-, K3Cl2+).
- Conexiuni complexe (atât ionică, cât și moleculară), a cărei sferă interioară se disociază treptat în particule ionice și (sau) moleculare.
Exemple de ioni complecși: 2+, 3+, +.
Cu această abordare, același electrolit se poate referi la diverse tipuriîn funcție de concentrația soluției, tipul de solvent și temperatură. Acest lucru este confirmat de datele prezentate în tabel.
Caracteristicile solutiilor KIîn diverși solvenți
Aproximativ, pentru raționament calitativ, puteți utiliza împărțirea învechită a electroliților în puternici și slabi. Selectarea unui grup de electroliți „de putere medie” nu are sens. Acești electroliți sunt asociați. Electroliții slabi includ de obicei electroliții al căror grad de disociere este scăzut a<<1.
Astfel, electroliții puternici includ soluții apoase diluate din aproape toate sărurile foarte solubile din apă, multe soluții apoase diluate de acizi minerali (HC1, HBr, HNO3, HC1O4). etc.), soluții apoase diluate de hidroxizi de metale alcaline. Electroliții slabi includ toți acizii organici în soluții apoase, unele soluții apoase de acizi anorganici, de exemplu, H 2S, HCN, H2C03, HN02, H ClO etc. Apa este, de asemenea, un electrolit slab.
Disocierea electroliților
Ecuația de reacție pentru disocierea unui electrolit puternic poate fi reprezentată după cum urmează. O săgeată sau un semn egal este plasat între partea dreaptă și stângă a ecuației pentru reacția de disociere a unui electrolit puternic:
HCI H + + CI - .
Na2SO3 = 2Na + + SO32-.
De asemenea, este posibil să se pună un semn de reversibilitate, dar în acest caz se indică direcția în care echilibrul de disociere este deplasat, sau se indică un 1. De exemplu:
|
Na + + OH - . |
Disociarea sărurilor acide și bazice în soluții apoase diluate se desfășoară după cum urmează:
NaHS03Na++ + HSO3-.
Anionul de sare acidă se va disocia într-o mică măsură deoarece este un electrolit asociat:
HSO3 - H++ SO 3 2 - .
Disocierea sărurilor bazice are loc într-un mod similar:
Mg(OH)CI MgOH + + CI-.
Cationul de sare de bază suferă o disociere suplimentară ca un electrolit slab:
MgOH + Mg2+ + OH-.
Sărurile duble din soluții apoase diluate sunt considerate electroliți neasociați:
KAl(S04)2K + + Al3+ + 2SO42-.
Compușii complecși în soluții apoase diluate se disociază aproape complet în sferele exterioare și interioare:
K 3 3K + + 3- .
La rândul său, ionul complex suferă o disociere suplimentară într-o mică măsură:
3- Fe3+ + 6CN-.
Constanta de disociere
Când electrolitul slab AA este dizolvat în soluție, se va stabili echilibrul:
CA K ++ A - ,
care este descrisă cantitativ prin valoarea constantei de echilibru K d, numită constantă de disociere:
Constanta de disociere caracterizează capacitatea unui electrolit de a se disocia în ioni. Cu cât constanta de disociere este mai mare, cu atât sunt mai mulți ioni în soluția slabă de electrolit. De exemplu, într-o soluție de ioni de acid azot HNO 2 H + mai mult decât într-o soluție de acid cianhidric HCN, deoarece K(HNO 2) = 4,6 10 - 4 şi K(HCN) = 4,9.10 - 10.
Pentru electroliți I-I slabi (HCN, HNO2, CH3COOH ) valoarea constantei de disociere K d este legată de gradul de disociereși concentrația de electrolițicEcuația Ostwald:
Pentru calcule practice, cu condiția ca <<1 используется приближенное уравнение
Deoarece procesul de disociere a unui electrolit slab este reversibil, principiul lui Le Chatelier este aplicabil acestuia. În special, adăugarea de CH3 COONa la soluție apoasă de CH 3 COOH va determina suprimarea disociației intrinseci a acidului acetic și scăderea concentrației de protoni. Astfel, adăugarea de substanțe care conțin ioni cu același nume la soluția unui electrolit asociat reduce gradul de disociere al acestuia.
Trebuie remarcat faptul că constanta de disociere a unui electrolit slab este legată de modificarea energiei Gibbs în timpul disocierii acestui electrolit prin relația:
D G T 0 = - RTlnK d (13,5)
Ecuația (13.5) este utilizată pentru a calcula constantele de disociere ale electroliților slabi din datele termodinamice.
Exemple de rezolvare a problemelor
Determinați concentrația ionilor de potasiu și a ionilor de fosfat într-o soluție de K 3 PO 4 0,025 M.Soluţie. K3PO4 – un electrolit puternic și este complet disociat într-o soluție apoasă:
K 3 PO 4 3 K + + PO 4 3- .
În consecință, concentrațiile ionilor K + și PO 4 3- sunt egale cu 0,075M și, respectiv, 0,025M.
Determinați gradul de disociere a d și concentrația ionilor OH - (mol/l) într-o soluție 0,03 M de NH 4 OH la 298 K, dacă la temperatura indicată K d(NH4OH) = 1,76 × 10 - 5 .Soluţie. Ecuația de disociere a electroliților: NH 4 OH NH 4 + + OH - .
Concentratii ionice: = ca ; = c o = , Unde 4 – concentrația inițială de NH
OH mol/l. Prin urmare: Din moment ce<< 1, то К д » сc 2 o
. Constanta de disociere depinde de temperatură și de natura solventului, dar nu depinde de concentrația soluțiilor de NH4
OH. Legea diluției lui Ostwald exprimă dependența a unui electrolit slab de concentrație.
sau 2,4% Unde = 2,4 10 - 2 0,03 = 7,2 10 -4
mol/l. Determinați constanta de disociere a acidului acetic dacă gradul de disociere a CH3COOH într-o soluție 0,002 M este de 9,4%.
Soluţie. Ecuația de disociere a acidului: CH 3
,
COOH CH 3 COO - + H + . Unde [H + ] = 9,4 10 - 2 ·0,002 = 1,88·10 - 4 M. »
Deoarece = [H + ] și c Constanta de disociere poate fi găsită și folosind formula: K d » ca 2. K d ca 2 , unde ajungem c ref (HNO2) = 4,6 10 - 4 /(5 10 - 2) 2 = 0,184 M. Soluţie. Ecuația de disociere a acidului formic UNDC H++ COOH -
. În „Scurta carte de referință a cantităților fizice și chimice” editată de A.A. Ravdel și A.M. Ponomareva oferă valorile energiilor Gibbs ale formării ionilor în soluție, precum și moleculele ipotetic nedisociate. Valorile energetice Gibbs pentru acidul formic și ionii H + și COOH - în soluție apoasă sunt prezentate mai jos: Modificarea energiei Gibbs a procesului de disociere este egală cu G T 0 = - 351,5- (- 373,0) = 21,5 kJ/mol. Pentru a calcula constanta de disociere folosim ecuația (13.5). Din această ecuație obținem: Unde îl găsim: K d = 1,7 × 10 - 4. Probleme de rezolvat independent
.
lnK d = - D G T 0 /RT= - 21500/(8,31 298) = - 8,68.