АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Электролитическая диссоциация

Читайте также:
  1. II. Клинико-психологические классификации.
  2. Александр Лоуэн ПРЕДАТЕЛЬСТВО ТЕЛА
  3. Алифатические
  4. Анимизм.
  5. Билет № 9
  6. В доме на Доротеенштрассе
  7. Введение
  8. Виды диагностических методов в патопсихологии.
  9. Вирусные гепатиты.
  10. Внепочечные факторы
  11. Воздушная известь, твердение
  12. Волшебство речи

Электролиты – вещества, расплавы или растворы в полярных растворителях которых проводят электрический ток. Причина этого явления состоит в том, что в данных условиях такие вещества распадаются на определенное количество противоположно заряженных частиц – ионов. Процесс распада вещества на ионы под действием температуры или растворителя называется электролитической диссоциацией и является обратимым. Сила электролита определяется степенью электролитической диссоциации α и вычисляется по формуле: где N – число молекул, распавшихся на ионы; N0 – общее число молекул электролита в растворе; или где i – изотонический коэффициент; n – общее число ионов, на которые распадается каждая молекула электролита. Изотонический коэффициент в обобщенном виде учитывает степень отклонения свойств растворов электролитов от законов Рауля и Вант-Гоффа. Например, для растворов электролитов:

Δtпл = i·Кк·Сm,

,

Росм=1000i·См·RT.

Более точным критерием для сравнения силы электролита служит константа диссоциации. Это величина, показывающая отношение произведения концентрации ионов к концентрации недиссоциированных молекул слабого электролита в момент равновесия. Например:

HClO ↔ H+ + ClO-

 

Чем меньше значение константы диссоциации, тем слабее электролит. Для слабых электролитов константа и степень диссоциации находятся в следующей зависимости (закон разбавления Оствальда ):

где С – молярная концентрация электролита, моль/л.

Электролиты, практически полностью диссоциирующие в водных растворах, называются сильными. К ним относятся большинство солей, гидроксиды щелочных и щелочно-земельных элементов, некоторые кислоты. Следует иметь в виду, что в случае сильных электролитов найденное таким способом значение α выражает лишь «кажущуюся» степень диссоциации, поскольку в растворах сильные электролиты диссоциируют полностью.

Пример 1. Раствор, содержащий 0,85 г хлорида цинка в 125 г воды, кристаллизуется при – 0,23 ºС. Определить кажущуюся степень диссоциации ZnCl2.

Решение. Найдем моляльную концентрацию соли в растворе. Так как молярная масса ZnCl2 равна 136,3 г/моль, то

моль на 1000 г Н2О.

Теперь определим понижение температуры кристаллизации без учета диссоциации электролита (криоскопическая константа воды равна 1,86):

Δtкрист. выч. = Кк·Сm = 1,86·0,050 = 0,093 ºС.

Сравнивая найденное значение с экспериментально определенным понижением температуры кристаллизации, вычисляем изотонический коэффициент i:

.

Теперь находим кажущуюся степень диссоциации соли:

.

Наблюдаемое отличие кажущейся степени диссоциации от единицы связано с межионными взаимодействиями в растворе. В результате ионы оказываются не вполне свободными в своем движении, и все свойства электролита проявляются слабее, чем следовало бы ожидать при полной диссоциации электролита на не взаимодействующие между собой ионы.

Поэтому для описания состояния ионов в растворе пользуются, наряду с концентрацией ионов, их активностью, т.е. условной (эффективной) концентрацией ионов, в соответствии с которой они действуют в химических процессах. Активность иона а, моль/дм3, связана с его молярной концентрацией в растворе См соотношением:

а = f · См ,

где f – коэффициент активности иона.

В разбавленных растворах коэффициент активности зависит только от заряда иона и ионной силы раствора I, которая равна полусумме произведений концентрации Сi каждого иона на квадрат его заряда zi.: .

Приближенно коэффициент активности иона в разбавленном растворе можно вычислить по формуле

Пример 2. Вычислить ионную силу и активность ионов в растворе, содержащем 0,01 моль/дм3 MgSO4 и 0,01 моль/дм3 MgCl2.

Решение. Ионная сила раствора равна

I = 0,5[С(Mg2+)·22 + C(SO42-)·22 + C(Cl-)·12) =0,5(0,02·4+ 0,01·4+ 0,02)= 0,07.

Коэффициент активности иона Mg2+(и равный ему коэффициент активности иона SO42-) найдем по формуле

= = -0,53, откуда f = 0,30.

Аналогично находим коэффициент активности иона Cl-6

=-0,13, откуда f = 0,74.

Теперь, пользуясь соотношением а = f · См, находим активность каждого иона: а (Mg2+) = 0,02·0,30 = 0,006 моль/дм3; а (SO42-) = 0,01·0,30 = 0,003 моль/дм3; а (Cl-) = 0,02·0,74 = 0,0148 моль/дм3;


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 | 32 |

Поиск по сайту:



Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.005 сек.)