Теория электролитической диссоциации Сванте Август Аррениус. - презентация

1 Теория электролитической диссоциации Сванте Август Аррениус

2 ЭЛЕКТРОЛИТИ ЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ полный или частичный распад молекул растворенного вещества на катионы и анионы. Электролитичес кой диссоциацией называют также распад на катионы и анионы ионных кристаллов при растворении или расплавлении. Электролитическая диссоциация, как правило, происходит в полярных растворителях. При электролитической диссоциации разрываются обычно лишь наиб. полярные связи молекул, напр. карбоновые кислоты RCOOH диссоциируют на и Н+. Электролитической диссоциацией могут подвергаться молекулы некоторых растворителей, например воды.

3 Электролитическая диссоциация лежит в основе деления р-ров на два класса - растворы неэлектролитов и растворы электролитов. Наблюдаемое различие в коллигативных св-вах разбавленных р-ров электролитов и неэлектролитов объясняется тем, что из-за электролитической диссоциации увеличивается общее число частиц в р-ре. Это, в частности, приводит к увеличению осмотич. давления р-ра сравнительно с р-рами неэлектролитов, понижению давления пара р-рителя над р-ром, увеличению изменения т-ры кипения и замерзания р-ра относительно чистого р-рителя. Электролитическая диссоциация объясняется также ионная электропроводность электролитов.

4 Константа диссоциации вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается К d где комплекс A x B y разбивается на x единиц A и y единиц B, константа диссоциации определяется так:

5 В случае диссоциации электролитов с многовалентными ионами, диссоциация происходит по ступеням, причём для каждой ступени существует собственное значение константы диссоциации. Пример: Диссоциация многоосновной (борной) кислоты: I стадия: H3BO3 H+ + H2BO3-, II стадия: H2BO3- H+ + HBO32-, III стадия: HBO32- H+ + BO33-, Диссоциация электролитов с многовалентными ионами

6 Количественная характеристика диссоциации электролитов называется степенью диссоциации (обозначение α); для веществ-электролитов всегда больше нуля (α = 0 в случае неэлектролитов). Степень диссоциации может выражаться как в долях от 1, так и в процентах. Для сильных электролитов в водном растворе по определению α = 1: диссоциация таких электролитов протекает необратимо (до конца), и степень превращения растворенного вещества в ионы полная. Для слабых электролитов степень диссоциации (отношение молярной концентрации продиссоциировавшего вещества cд к общей концентрации вещества cB в растворе): α = cд / cB всегда меньше единицы, но больше нуля (0 < α < 1)

7 Степень диссоциации α зависит от природы и концентрации электролита, а также от температуры раствора. Так, α растет при нагревании (поскольку диссоциации - процесс эндотермический, нагревание смещает равновесие вправо, в сторону продуктов диссоциации). При уменьшении концентрации вещества в растворе (то есть при разбавлении) степень диссоциации также увеличивается.

8 Сильные электролиты химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.).

9 Слабые электролиты химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах не полностью диссоциировали на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах. Фосфорная кислота

10 Произведение растворимости (ПР, Ksp) произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости величина постоянная. В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой A m B n, которое диссоциирует на m ионов An+ и n ионов Bm-, рассчитывается по уравнению:

11 В чистой воде содержатся в очень низких концентрациях диссоциированные ионы Н+ и ОН-. Для обозначения концентрации водородных ионов в воде, например 10-5 молей Н+ в 1 л, пользуются отрицательным десятичным логарифмом этой величины, обозначая ее символом рН, при этом отрицательный знак отбрасывают. В данном случае концентрация водородных ионов будет рН = 5,0. При 25° С рН чистой воды равен 7,0.

12 Растворы, рН которых обычно остается постоянным при добавлении небольших количеств кислоты или щелочи, называются буферными. Эта неизменность концентрации водородных ионов объясняется тем, что кислоты и основания слабо диссоциированы. При поступлении ионов Н+ или ОН- в буферный раствор они начинают изменять химическое равновесие раствора, в результате чего кислота или основание превращается в соль. До завершения этой реакции величина рН раствора остается относительно постоянной.

13 При комнатной температуре в нейтральных растворах рН = 7, в кислых растворах рН 7. Приблизительно значение рН водного раствора можно определить с помощью индикаторов. Например, метиловый оранжевый при рН 4,4 – желтый; лакмус при рН 8 – синий и т.д. Более точно (до сотых долей) значение рН можно определить с помощью специальных приборов – рН-метров. Такие приборы измеряют электрический потенциал специального электрода, погруженного в раствор; этот потенциал зависит от концентрации ионов водорода в растворе, и его можно измерить с высокой точностью. Сильно- кислая Слабо- кислая нейт раль ная Слабо щелочна я Сильно щелочная

14