Teoria disocierii electrolitice, gradul de disociere

1) Electroliții se dizolvă în dizolvare în apă (disociați) în ioni - pozitivi și negativi.

2) Sub acțiunea ionilor electrici, ionii capătă mișcare dirijată: ionii încărcați pozitiv se deplasează la catod și ionii negativi la anod. De aceea, primii se numesc cationi, iar cei din urmă se numesc anioni.







3) Disocierea este un proces reversibil: în paralel cu dezintegrarea moleculelor în ioni (disociere), există un compus de ioni (asociere).

Gradul de disociere este raportul dintre numărul de molecule care se descompun în ioni și numărul total al moleculelor.

Electroliți slabi și puternici

Electroliții sunt împărțiți în slabi și puternici. Electroliții puternici includ mulți acizi minerali, aproape toate sărurile, hidroxizii metalelor alcaline, hidroxizii metalelor alcalino-pământoase. Electroliții slabi includ apa, H2S, H2CO3, HCIO, acizi organici, baze slabe, baze slab solubile, hidroxizi metalici amfoterici.

Deoarece electroliții puternici se descompun aproape complet în ioni în soluții apoase, concentrația de ioni poate fi ridicată. În soluțiile concentrate de electroliți puternici, ionii converg atât de mult. că interacțiunea dintre ele devine foarte semnificativă. Datorită interacțiunii interne, mobilitatea ionilor scade. și cu participarea ionilor în reacțiile chimice, se creează efectul scăderii concentrației. Prin urmare, ionii intră în reacții chimice care nu sunt în concordanță cu concentrația reală a acestora, ci în funcție de activitatea lor aparentă de concentrare. Între activitatea și concentrarea ionului în soluție există o dependență: ai = yi * ci.

Permite luarea în considerare a influenței nonidealității soluțiilor asupra proprietăților fizice. Moleculele substanțelor dizolvate pot disocia, ceea ce este tipic pentru soluțiile de electroliți, dar împreună cu disocierea, poate apărea și asocierea de molecule. Pentru a ține cont de schimbarea numărului de particule din soluție, procesele de disociere și asociere utilizează coeficientul izotonic i.

Coeficientul izotonic exprimă raportul dintre numărul particulelor unei substanțe dizolvate și numărul particulelor sale în starea inițială. Pentru soluțiile de nonlectroliți, coeficientul izotonic este 1, procesul de disociere este i.c. mai mult de 1, asocierea este mai mică decât 1. Determinarea experimentală a coeficientului izotonic face posibilă calcularea gradului de disociere sau asociere a substanței dizolvate.







Motivul pentru neascultarea soluțiilor de electroliți prin legile Van't Hoff și Raoul

Electroliții sunt substanțe, soluții și topiri care conduc curent electric (acizi, săruri, alcalii). Aceste soluții se deosebesc puternic de toate legile luate în considerare. Pentru ei, presiunea osmotică, scăderea presiunii vaporilor, modificarea temperaturii de fierbere și de congelare sunt întotdeauna mai mari decât aceasta corespunde concentrației soluției. De exemplu, scăderea temperaturii de congelare a unei soluții care conține 1 g NaCI per 100 g de apă, aproape de două ori modificarea temperaturii de congelare calculată din legea lui Raoult. Presiunea osmotică a acestei soluții este mai mare decât valoarea teoretică prin același factor. Pentru a distribui ecuație soluții osmotice de electrolit sub presiune, van't Hoff a introdus coeficient de corecție în acesta i (coeficient izotonic) indicând câte ori presiunea osmotică a soluției peste „normal“. Coeficientul i se determină pentru fiecare soluție experimentală - de exemplu, prin scăderea presiunii aburului, sau o scădere a punctului de congelare sau crește temperatura de fierbere: Capacitatea de electroliți în soluție pentru a conduce curentul electric și abaterile de la legea lui Raoult și van't Hoff explică teoria disociere electrolitica Arrhenius.

Determinați coeficientul izotonic dacă gradul de disociere este cunoscut. Sarcina este probabil.

Constanta de disociere a electroliților slabi

Constanta de disociere nu depinde de concentrația soluțiilor. Kd = (concentrația de anioni * concentrație de cationi) / concentrația de electrolit. Există o relație între constanta de disociere și gradul de disociere: K = (alfa în pătrat / 1-alfa) * s. Pentru soluții de electroliți foarte slabi, Kd = alfa în pătrat * s

Amestecurile hidroxidice amfoterice sunt substanțe chimice care se comportă ca baze într-un mediu acid și ca acid într-un mediu alcalin.

În fiecare perioadă, elementele cu proprietățile metalelor sunt înlocuite cu elemente care prezintă proprietățile atât a metalelor cât și a nemetalilor. Compușii acestor elemente sunt numiți amfoterici. Elementul de aluminiu prezintă în compuși proprietățile metalului și nemetalicului. Proprietăți similare au elemente ale grupurilor A-Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi și altele, precum și cele mai multe elemente ale grupelor B-Cr, Mn, Fe, Zn, Cd și altele. Practic toți sunt insolubili în apă, sunt electroliți slabi.

Când sunt încălzite, compușii se descompun. În cele mai multe cazuri, sarea hidroxi a acidului corespunzător se formează în timpul reacției hidroxidului metalic: de exemplu, reacția are loc pentru Al (3+), Cr (3+), Zn (2+) și multe alte metale. Această reacție este reversibilă, poziția de echilibru depinde de natura pH-ului metalic al mediului și, în parte, de temperatura. De asemenea, în soluție, pot exista ioni cu un număr mai mic de coordonare a metalului.

Activitatea ionilor este concentrația efectivă, ținând seama de interacțiunea electrostatică dintre ionii din soluție. Activitatea diferă de concentrație cu o anumită sumă. Raportul dintre activitatea (a) și concentrația substanței în soluție (c, în g-ion / L) se numește coeficientul de activitate: # 947; = a / c.

Coeficientul de activitate - raportul dintre activitatea unei componente date a soluției și concentrația acesteia, caracterizând devierea proprietăților soluțiilor reale din proprietățile soluțiilor ideale. În soluții ideale și cu diluție infinită de K a. este egal cu unul. Valorile aproximative ale K. a. sunt calculate prin ecuația Debye-Hückel.







Articole similare

Pagina anterioară

Pagina următoare

Trimiteți-le prietenilor: