Лекция 14

СВОЙСТВА РАЗБАВЛЕННЫХ РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

Разбавленные растворы ndash растворы при образовании которых тепловые и объемные эффекты малы

ΔН asymp 0 и ΔV asymp 0

В разбавленных растворах силы межмолекулярного взаимодействия отдельных компонентов (например А ndash А В ndash В А ndash В) одинаковы и между компонентами нет химического взаимодействия

Для разбавленных растворов малолетучих неэлектропроводящих веществ (неэлектролитов) характерны следующие свойства

СВОЙСТВА РАЗБАВЛЕННЫХ РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

Рordm1 ndash давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем Р1 ndash давление насыщенного пара растворителя над раствором N2 ndash мольная доля растворенного вещества

1 Относительное понижение давления насы-щенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества

Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= N2 (1)

Первый закон Рауля (1887 г)

Пар находящийся в равновесии с жидкостью или твердым веществом называется насыщенным

жидкость насыщенный или кристалл пар

НАСЫЩЕННЫЙ ПАР

СВОЙСТВА РАЗБАВЛЕННЫХ РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

2 Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания разбавленных раство-ров пропорционально их концентрации

ΔТкип = Еm (2) второй закон Рауля

ΔТзам = Кm (3)

m ndash моляльная концентрация (моляльность) Е и К ndash эбулиоскопическая и криоскопическая константы зависящие только от природы растворителя но не зависящие от природы растворенного вещества

ВТОРОЙ ЗАКОН РАУЛЯ

tprimeз tprimeprimeз tprimeкип tprimeprimeкип

Атмосферное давление

Температура

Дав

лен

ие

пара

ЗАВИСИМОСТЬ ДАВЛЕНИЯ ПАРА ВОДЫ И РАСТВОРА ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ

вода

Раствор

СВОЙСТВА РАЗБАВЛЕННЫХ РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

3 Для разбавленных растворов неэлектроли-тов справедливо соотношение Вант ndash Гоффа (1886 г)

Росм = СRT (4)

Росм ndash осмотическое давление ПаС ndash молярная концентрация мольлR ndash 831 ДжмольКТ ndash абсолютная температура ordmК

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

Соотношения (1 2 3 4) лежат в основе четырех методов определения молекулярной массы (М) вещества

Отсюда можно определить молярную массу растворенного вещества М2 зная его навеску q2 и навеску растворителя q1 а также молярную массу растворителя

(5)Рordm1 ndash Р1q2M2

Рordm1 q1M1 + q2M=

Согласно уравнению (1)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

q2M2

m = q11000(моляльность)

после преобразования получим

Кq21000M2 =

ΔТ замq1

Еq21000M2 =

ΔТ кипq1

Согласно уравнениям (2) и (3)

ΔТ кип = Еm

ΔТ зам = Кm

(6) (7)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

где

после преобразования получим

Росм = СRT

Из уравнения (4)

заменив величину С отношением

q2 R T

Росм V(8)M2 =

M2V

q2

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

Уравнения (1ndash4)

справедливы лишь для разбавленных растворов малолетучих неэлектролитов те веществ неспособных проводить электрический ток в растворенном состоянии

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= N2ΔТкип = Еm

2

ΔТзам = Кm

3 Росм = СRT4

Эти вещества характеризуются также способностью проводить электрический ток в растворенном или расплавленном состоянии и получили название электролитов (например растворы кислот оснований солей)

Существует однако группа веществ образующих растворы для которых законы Рауля и ВантndashГоффа не соблюдаются

Чтобы сделать уравнения (1ndash4) пригод-ными для растворов электролитов ВантndashГофф ввел в них поправочный коэффициент i названный изотоническим коэффициентом Физический смысл его ВантndashГофф не выяснил

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= imiddotN2ΔТкип = imiddotЕm

2

ΔТзам = imiddotКmiddotm

3 Росм = imiddotСRT4

экспериментальная величина

вычисленная по одномуиз ур (1divide4) величина

i = = = =Росм

ΔТзамΔТкип

Росм

ΔТзамΔТкип

i gt 1

ИЗОТОНИЧЕСКИЙ КОЭФФИЦИЕНТ

равен отношению экспериментальная найденной величины (росм ΔТкип или ΔТзам ) к теоретически

рассчитанной по одному из ур (1-4)

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус предположил что наблюдаемые для растворов солей кислот и оснований отклонения от законов Рауля и ВантndashГоффа можно объяснить полагая что при образовании раствора происходит увеличение общего числа частиц в результате коэффициент i принимает значения большие единицы

Эти предположения в дальнейшем были развиты в теорию получившую название теории электролитической диссоциации Сущность этой теории состоит в следующем

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

3 Электролитическая диссоциация ndash процесс обратимый

КnАm nК m+ + mА nndash

2 Распад молекул электролитов на ионы при внесении их в среду растворителя называется электролитической диссоциацией (ионизацией)

1 Электролиты в воде распадаются на положи-тельные и отрицательные заряженные ионы ndash катионы и анионы

КА К+ + Аndash

в общем случае

для бинарного электролита

В результате работ Д И Менделеева создавшего гидратную теорию растворов было установлено что причиной диссоциации электролитов является сольватация

Те диссоциация происходит вследствие физико-химического взаимодействия между молекулами и ионами растворенного вещества и полярными молекулами растворителя

МЕХАНИЗМ И ПРИЧИНЫ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус рассматривал растворы как механическую смесь молекул и ионов растворенного вещества с молекулами растворителя На основании этих представлений трудно было объяснить причину распада электролитов на ионы

Различают два основных случая электролитической диссоциации

1 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ С ИОННОЙ СТРУКТУРОЙ

2 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ СОСТОЯЩИХ ИЗ ПОЛЯРНЫХ МОЛЕКУЛ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

СВОЙСТВА РАЗБАВЛЕННЫХ РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

Рordm1 ndash давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем Р1 ndash давление насыщенного пара растворителя над раствором N2 ndash мольная доля растворенного вещества

1 Относительное понижение давления насы-щенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества

Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= N2 (1)

Первый закон Рауля (1887 г)

Пар находящийся в равновесии с жидкостью или твердым веществом называется насыщенным

жидкость насыщенный или кристалл пар

НАСЫЩЕННЫЙ ПАР

СВОЙСТВА РАЗБАВЛЕННЫХ РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

2 Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания разбавленных раство-ров пропорционально их концентрации

ΔТкип = Еm (2) второй закон Рауля

ΔТзам = Кm (3)

m ndash моляльная концентрация (моляльность) Е и К ndash эбулиоскопическая и криоскопическая константы зависящие только от природы растворителя но не зависящие от природы растворенного вещества

ВТОРОЙ ЗАКОН РАУЛЯ

tprimeз tprimeprimeз tprimeкип tprimeprimeкип

Атмосферное давление

Температура

Дав

лен

ие

пара

ЗАВИСИМОСТЬ ДАВЛЕНИЯ ПАРА ВОДЫ И РАСТВОРА ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ

вода

Раствор

СВОЙСТВА РАЗБАВЛЕННЫХ РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

3 Для разбавленных растворов неэлектроли-тов справедливо соотношение Вант ndash Гоффа (1886 г)

Росм = СRT (4)

Росм ndash осмотическое давление ПаС ndash молярная концентрация мольлR ndash 831 ДжмольКТ ndash абсолютная температура ordmК

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

Соотношения (1 2 3 4) лежат в основе четырех методов определения молекулярной массы (М) вещества

Отсюда можно определить молярную массу растворенного вещества М2 зная его навеску q2 и навеску растворителя q1 а также молярную массу растворителя

(5)Рordm1 ndash Р1q2M2

Рordm1 q1M1 + q2M=

Согласно уравнению (1)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

q2M2

m = q11000(моляльность)

после преобразования получим

Кq21000M2 =

ΔТ замq1

Еq21000M2 =

ΔТ кипq1

Согласно уравнениям (2) и (3)

ΔТ кип = Еm

ΔТ зам = Кm

(6) (7)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

где

после преобразования получим

Росм = СRT

Из уравнения (4)

заменив величину С отношением

q2 R T

Росм V(8)M2 =

M2V

q2

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

Уравнения (1ndash4)

справедливы лишь для разбавленных растворов малолетучих неэлектролитов те веществ неспособных проводить электрический ток в растворенном состоянии

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= N2ΔТкип = Еm

2

ΔТзам = Кm

3 Росм = СRT4

Эти вещества характеризуются также способностью проводить электрический ток в растворенном или расплавленном состоянии и получили название электролитов (например растворы кислот оснований солей)

Существует однако группа веществ образующих растворы для которых законы Рауля и ВантndashГоффа не соблюдаются

Чтобы сделать уравнения (1ndash4) пригод-ными для растворов электролитов ВантndashГофф ввел в них поправочный коэффициент i названный изотоническим коэффициентом Физический смысл его ВантndashГофф не выяснил

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= imiddotN2ΔТкип = imiddotЕm

2

ΔТзам = imiddotКmiddotm

3 Росм = imiddotСRT4

экспериментальная величина

вычисленная по одномуиз ур (1divide4) величина

i = = = =Росм

ΔТзамΔТкип

Росм

ΔТзамΔТкип

i gt 1

ИЗОТОНИЧЕСКИЙ КОЭФФИЦИЕНТ

равен отношению экспериментальная найденной величины (росм ΔТкип или ΔТзам ) к теоретически

рассчитанной по одному из ур (1-4)

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус предположил что наблюдаемые для растворов солей кислот и оснований отклонения от законов Рауля и ВантndashГоффа можно объяснить полагая что при образовании раствора происходит увеличение общего числа частиц в результате коэффициент i принимает значения большие единицы

Эти предположения в дальнейшем были развиты в теорию получившую название теории электролитической диссоциации Сущность этой теории состоит в следующем

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

3 Электролитическая диссоциация ndash процесс обратимый

КnАm nК m+ + mА nndash

2 Распад молекул электролитов на ионы при внесении их в среду растворителя называется электролитической диссоциацией (ионизацией)

1 Электролиты в воде распадаются на положи-тельные и отрицательные заряженные ионы ndash катионы и анионы

КА К+ + Аndash

в общем случае

для бинарного электролита

В результате работ Д И Менделеева создавшего гидратную теорию растворов было установлено что причиной диссоциации электролитов является сольватация

Те диссоциация происходит вследствие физико-химического взаимодействия между молекулами и ионами растворенного вещества и полярными молекулами растворителя

МЕХАНИЗМ И ПРИЧИНЫ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус рассматривал растворы как механическую смесь молекул и ионов растворенного вещества с молекулами растворителя На основании этих представлений трудно было объяснить причину распада электролитов на ионы

Различают два основных случая электролитической диссоциации

1 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ С ИОННОЙ СТРУКТУРОЙ

2 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ СОСТОЯЩИХ ИЗ ПОЛЯРНЫХ МОЛЕКУЛ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

Пар находящийся в равновесии с жидкостью или твердым веществом называется насыщенным

жидкость насыщенный или кристалл пар

НАСЫЩЕННЫЙ ПАР

СВОЙСТВА РАЗБАВЛЕННЫХ РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

2 Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания разбавленных раство-ров пропорционально их концентрации

ΔТкип = Еm (2) второй закон Рауля

ΔТзам = Кm (3)

m ndash моляльная концентрация (моляльность) Е и К ndash эбулиоскопическая и криоскопическая константы зависящие только от природы растворителя но не зависящие от природы растворенного вещества

ВТОРОЙ ЗАКОН РАУЛЯ

tprimeз tprimeprimeз tprimeкип tprimeprimeкип

Атмосферное давление

Температура

Дав

лен

ие

пара

ЗАВИСИМОСТЬ ДАВЛЕНИЯ ПАРА ВОДЫ И РАСТВОРА ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ

вода

Раствор

СВОЙСТВА РАЗБАВЛЕННЫХ РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

3 Для разбавленных растворов неэлектроли-тов справедливо соотношение Вант ndash Гоффа (1886 г)

Росм = СRT (4)

Росм ndash осмотическое давление ПаС ndash молярная концентрация мольлR ndash 831 ДжмольКТ ndash абсолютная температура ordmК

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

Соотношения (1 2 3 4) лежат в основе четырех методов определения молекулярной массы (М) вещества

Отсюда можно определить молярную массу растворенного вещества М2 зная его навеску q2 и навеску растворителя q1 а также молярную массу растворителя

(5)Рordm1 ndash Р1q2M2

Рordm1 q1M1 + q2M=

Согласно уравнению (1)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

q2M2

m = q11000(моляльность)

после преобразования получим

Кq21000M2 =

ΔТ замq1

Еq21000M2 =

ΔТ кипq1

Согласно уравнениям (2) и (3)

ΔТ кип = Еm

ΔТ зам = Кm

(6) (7)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

где

после преобразования получим

Росм = СRT

Из уравнения (4)

заменив величину С отношением

q2 R T

Росм V(8)M2 =

M2V

q2

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

Уравнения (1ndash4)

справедливы лишь для разбавленных растворов малолетучих неэлектролитов те веществ неспособных проводить электрический ток в растворенном состоянии

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= N2ΔТкип = Еm

2

ΔТзам = Кm

3 Росм = СRT4

Эти вещества характеризуются также способностью проводить электрический ток в растворенном или расплавленном состоянии и получили название электролитов (например растворы кислот оснований солей)

Существует однако группа веществ образующих растворы для которых законы Рауля и ВантndashГоффа не соблюдаются

Чтобы сделать уравнения (1ndash4) пригод-ными для растворов электролитов ВантndashГофф ввел в них поправочный коэффициент i названный изотоническим коэффициентом Физический смысл его ВантndashГофф не выяснил

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= imiddotN2ΔТкип = imiddotЕm

2

ΔТзам = imiddotКmiddotm

3 Росм = imiddotСRT4

экспериментальная величина

вычисленная по одномуиз ур (1divide4) величина

i = = = =Росм

ΔТзамΔТкип

Росм

ΔТзамΔТкип

i gt 1

ИЗОТОНИЧЕСКИЙ КОЭФФИЦИЕНТ

равен отношению экспериментальная найденной величины (росм ΔТкип или ΔТзам ) к теоретически

рассчитанной по одному из ур (1-4)

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус предположил что наблюдаемые для растворов солей кислот и оснований отклонения от законов Рауля и ВантndashГоффа можно объяснить полагая что при образовании раствора происходит увеличение общего числа частиц в результате коэффициент i принимает значения большие единицы

Эти предположения в дальнейшем были развиты в теорию получившую название теории электролитической диссоциации Сущность этой теории состоит в следующем

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

3 Электролитическая диссоциация ndash процесс обратимый

КnАm nК m+ + mА nndash

2 Распад молекул электролитов на ионы при внесении их в среду растворителя называется электролитической диссоциацией (ионизацией)

1 Электролиты в воде распадаются на положи-тельные и отрицательные заряженные ионы ndash катионы и анионы

КА К+ + Аndash

в общем случае

для бинарного электролита

В результате работ Д И Менделеева создавшего гидратную теорию растворов было установлено что причиной диссоциации электролитов является сольватация

Те диссоциация происходит вследствие физико-химического взаимодействия между молекулами и ионами растворенного вещества и полярными молекулами растворителя

МЕХАНИЗМ И ПРИЧИНЫ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус рассматривал растворы как механическую смесь молекул и ионов растворенного вещества с молекулами растворителя На основании этих представлений трудно было объяснить причину распада электролитов на ионы

Различают два основных случая электролитической диссоциации

1 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ С ИОННОЙ СТРУКТУРОЙ

2 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ СОСТОЯЩИХ ИЗ ПОЛЯРНЫХ МОЛЕКУЛ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

СВОЙСТВА РАЗБАВЛЕННЫХ РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

2 Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания разбавленных раство-ров пропорционально их концентрации

ΔТкип = Еm (2) второй закон Рауля

ΔТзам = Кm (3)

m ndash моляльная концентрация (моляльность) Е и К ndash эбулиоскопическая и криоскопическая константы зависящие только от природы растворителя но не зависящие от природы растворенного вещества

ВТОРОЙ ЗАКОН РАУЛЯ

tprimeз tprimeprimeз tprimeкип tprimeprimeкип

Атмосферное давление

Температура

Дав

лен

ие

пара

ЗАВИСИМОСТЬ ДАВЛЕНИЯ ПАРА ВОДЫ И РАСТВОРА ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ

вода

Раствор

СВОЙСТВА РАЗБАВЛЕННЫХ РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

3 Для разбавленных растворов неэлектроли-тов справедливо соотношение Вант ndash Гоффа (1886 г)

Росм = СRT (4)

Росм ndash осмотическое давление ПаС ndash молярная концентрация мольлR ndash 831 ДжмольКТ ndash абсолютная температура ordmК

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

Соотношения (1 2 3 4) лежат в основе четырех методов определения молекулярной массы (М) вещества

Отсюда можно определить молярную массу растворенного вещества М2 зная его навеску q2 и навеску растворителя q1 а также молярную массу растворителя

(5)Рordm1 ndash Р1q2M2

Рordm1 q1M1 + q2M=

Согласно уравнению (1)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

q2M2

m = q11000(моляльность)

после преобразования получим

Кq21000M2 =

ΔТ замq1

Еq21000M2 =

ΔТ кипq1

Согласно уравнениям (2) и (3)

ΔТ кип = Еm

ΔТ зам = Кm

(6) (7)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

где

после преобразования получим

Росм = СRT

Из уравнения (4)

заменив величину С отношением

q2 R T

Росм V(8)M2 =

M2V

q2

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

Уравнения (1ndash4)

справедливы лишь для разбавленных растворов малолетучих неэлектролитов те веществ неспособных проводить электрический ток в растворенном состоянии

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= N2ΔТкип = Еm

2

ΔТзам = Кm

3 Росм = СRT4

Эти вещества характеризуются также способностью проводить электрический ток в растворенном или расплавленном состоянии и получили название электролитов (например растворы кислот оснований солей)

Существует однако группа веществ образующих растворы для которых законы Рауля и ВантndashГоффа не соблюдаются

Чтобы сделать уравнения (1ndash4) пригод-ными для растворов электролитов ВантndashГофф ввел в них поправочный коэффициент i названный изотоническим коэффициентом Физический смысл его ВантndashГофф не выяснил

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= imiddotN2ΔТкип = imiddotЕm

2

ΔТзам = imiddotКmiddotm

3 Росм = imiddotСRT4

экспериментальная величина

вычисленная по одномуиз ур (1divide4) величина

i = = = =Росм

ΔТзамΔТкип

Росм

ΔТзамΔТкип

i gt 1

ИЗОТОНИЧЕСКИЙ КОЭФФИЦИЕНТ

равен отношению экспериментальная найденной величины (росм ΔТкип или ΔТзам ) к теоретически

рассчитанной по одному из ур (1-4)

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус предположил что наблюдаемые для растворов солей кислот и оснований отклонения от законов Рауля и ВантndashГоффа можно объяснить полагая что при образовании раствора происходит увеличение общего числа частиц в результате коэффициент i принимает значения большие единицы

Эти предположения в дальнейшем были развиты в теорию получившую название теории электролитической диссоциации Сущность этой теории состоит в следующем

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

3 Электролитическая диссоциация ndash процесс обратимый

КnАm nК m+ + mА nndash

2 Распад молекул электролитов на ионы при внесении их в среду растворителя называется электролитической диссоциацией (ионизацией)

1 Электролиты в воде распадаются на положи-тельные и отрицательные заряженные ионы ndash катионы и анионы

КА К+ + Аndash

в общем случае

для бинарного электролита

В результате работ Д И Менделеева создавшего гидратную теорию растворов было установлено что причиной диссоциации электролитов является сольватация

Те диссоциация происходит вследствие физико-химического взаимодействия между молекулами и ионами растворенного вещества и полярными молекулами растворителя

МЕХАНИЗМ И ПРИЧИНЫ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус рассматривал растворы как механическую смесь молекул и ионов растворенного вещества с молекулами растворителя На основании этих представлений трудно было объяснить причину распада электролитов на ионы

Различают два основных случая электролитической диссоциации

1 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ С ИОННОЙ СТРУКТУРОЙ

2 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ СОСТОЯЩИХ ИЗ ПОЛЯРНЫХ МОЛЕКУЛ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

tprimeз tprimeprimeз tprimeкип tprimeprimeкип

Атмосферное давление

Температура

Дав

лен

ие

пара

ЗАВИСИМОСТЬ ДАВЛЕНИЯ ПАРА ВОДЫ И РАСТВОРА ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ

вода

Раствор

СВОЙСТВА РАЗБАВЛЕННЫХ РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

3 Для разбавленных растворов неэлектроли-тов справедливо соотношение Вант ndash Гоффа (1886 г)

Росм = СRT (4)

Росм ndash осмотическое давление ПаС ndash молярная концентрация мольлR ndash 831 ДжмольКТ ndash абсолютная температура ordmК

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

Соотношения (1 2 3 4) лежат в основе четырех методов определения молекулярной массы (М) вещества

Отсюда можно определить молярную массу растворенного вещества М2 зная его навеску q2 и навеску растворителя q1 а также молярную массу растворителя

(5)Рordm1 ndash Р1q2M2

Рordm1 q1M1 + q2M=

Согласно уравнению (1)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

q2M2

m = q11000(моляльность)

после преобразования получим

Кq21000M2 =

ΔТ замq1

Еq21000M2 =

ΔТ кипq1

Согласно уравнениям (2) и (3)

ΔТ кип = Еm

ΔТ зам = Кm

(6) (7)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

где

после преобразования получим

Росм = СRT

Из уравнения (4)

заменив величину С отношением

q2 R T

Росм V(8)M2 =

M2V

q2

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

Уравнения (1ndash4)

справедливы лишь для разбавленных растворов малолетучих неэлектролитов те веществ неспособных проводить электрический ток в растворенном состоянии

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= N2ΔТкип = Еm

2

ΔТзам = Кm

3 Росм = СRT4

Эти вещества характеризуются также способностью проводить электрический ток в растворенном или расплавленном состоянии и получили название электролитов (например растворы кислот оснований солей)

Существует однако группа веществ образующих растворы для которых законы Рауля и ВантndashГоффа не соблюдаются

Чтобы сделать уравнения (1ndash4) пригод-ными для растворов электролитов ВантndashГофф ввел в них поправочный коэффициент i названный изотоническим коэффициентом Физический смысл его ВантndashГофф не выяснил

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= imiddotN2ΔТкип = imiddotЕm

2

ΔТзам = imiddotКmiddotm

3 Росм = imiddotСRT4

экспериментальная величина

вычисленная по одномуиз ур (1divide4) величина

i = = = =Росм

ΔТзамΔТкип

Росм

ΔТзамΔТкип

i gt 1

ИЗОТОНИЧЕСКИЙ КОЭФФИЦИЕНТ

равен отношению экспериментальная найденной величины (росм ΔТкип или ΔТзам ) к теоретически

рассчитанной по одному из ур (1-4)

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус предположил что наблюдаемые для растворов солей кислот и оснований отклонения от законов Рауля и ВантndashГоффа можно объяснить полагая что при образовании раствора происходит увеличение общего числа частиц в результате коэффициент i принимает значения большие единицы

Эти предположения в дальнейшем были развиты в теорию получившую название теории электролитической диссоциации Сущность этой теории состоит в следующем

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

3 Электролитическая диссоциация ndash процесс обратимый

КnАm nК m+ + mА nndash

2 Распад молекул электролитов на ионы при внесении их в среду растворителя называется электролитической диссоциацией (ионизацией)

1 Электролиты в воде распадаются на положи-тельные и отрицательные заряженные ионы ndash катионы и анионы

КА К+ + Аndash

в общем случае

для бинарного электролита

В результате работ Д И Менделеева создавшего гидратную теорию растворов было установлено что причиной диссоциации электролитов является сольватация

Те диссоциация происходит вследствие физико-химического взаимодействия между молекулами и ионами растворенного вещества и полярными молекулами растворителя

МЕХАНИЗМ И ПРИЧИНЫ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус рассматривал растворы как механическую смесь молекул и ионов растворенного вещества с молекулами растворителя На основании этих представлений трудно было объяснить причину распада электролитов на ионы

Различают два основных случая электролитической диссоциации

1 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ С ИОННОЙ СТРУКТУРОЙ

2 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ СОСТОЯЩИХ ИЗ ПОЛЯРНЫХ МОЛЕКУЛ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

СВОЙСТВА РАЗБАВЛЕННЫХ РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

3 Для разбавленных растворов неэлектроли-тов справедливо соотношение Вант ndash Гоффа (1886 г)

Росм = СRT (4)

Росм ndash осмотическое давление ПаС ndash молярная концентрация мольлR ndash 831 ДжмольКТ ndash абсолютная температура ordmК

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

Соотношения (1 2 3 4) лежат в основе четырех методов определения молекулярной массы (М) вещества

Отсюда можно определить молярную массу растворенного вещества М2 зная его навеску q2 и навеску растворителя q1 а также молярную массу растворителя

(5)Рordm1 ndash Р1q2M2

Рordm1 q1M1 + q2M=

Согласно уравнению (1)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

q2M2

m = q11000(моляльность)

после преобразования получим

Кq21000M2 =

ΔТ замq1

Еq21000M2 =

ΔТ кипq1

Согласно уравнениям (2) и (3)

ΔТ кип = Еm

ΔТ зам = Кm

(6) (7)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

где

после преобразования получим

Росм = СRT

Из уравнения (4)

заменив величину С отношением

q2 R T

Росм V(8)M2 =

M2V

q2

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

Уравнения (1ndash4)

справедливы лишь для разбавленных растворов малолетучих неэлектролитов те веществ неспособных проводить электрический ток в растворенном состоянии

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= N2ΔТкип = Еm

2

ΔТзам = Кm

3 Росм = СRT4

Эти вещества характеризуются также способностью проводить электрический ток в растворенном или расплавленном состоянии и получили название электролитов (например растворы кислот оснований солей)

Существует однако группа веществ образующих растворы для которых законы Рауля и ВантndashГоффа не соблюдаются

Чтобы сделать уравнения (1ndash4) пригод-ными для растворов электролитов ВантndashГофф ввел в них поправочный коэффициент i названный изотоническим коэффициентом Физический смысл его ВантndashГофф не выяснил

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= imiddotN2ΔТкип = imiddotЕm

2

ΔТзам = imiddotКmiddotm

3 Росм = imiddotСRT4

экспериментальная величина

вычисленная по одномуиз ур (1divide4) величина

i = = = =Росм

ΔТзамΔТкип

Росм

ΔТзамΔТкип

i gt 1

ИЗОТОНИЧЕСКИЙ КОЭФФИЦИЕНТ

равен отношению экспериментальная найденной величины (росм ΔТкип или ΔТзам ) к теоретически

рассчитанной по одному из ур (1-4)

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус предположил что наблюдаемые для растворов солей кислот и оснований отклонения от законов Рауля и ВантndashГоффа можно объяснить полагая что при образовании раствора происходит увеличение общего числа частиц в результате коэффициент i принимает значения большие единицы

Эти предположения в дальнейшем были развиты в теорию получившую название теории электролитической диссоциации Сущность этой теории состоит в следующем

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

3 Электролитическая диссоциация ndash процесс обратимый

КnАm nК m+ + mА nndash

2 Распад молекул электролитов на ионы при внесении их в среду растворителя называется электролитической диссоциацией (ионизацией)

1 Электролиты в воде распадаются на положи-тельные и отрицательные заряженные ионы ndash катионы и анионы

КА К+ + Аndash

в общем случае

для бинарного электролита

В результате работ Д И Менделеева создавшего гидратную теорию растворов было установлено что причиной диссоциации электролитов является сольватация

Те диссоциация происходит вследствие физико-химического взаимодействия между молекулами и ионами растворенного вещества и полярными молекулами растворителя

МЕХАНИЗМ И ПРИЧИНЫ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус рассматривал растворы как механическую смесь молекул и ионов растворенного вещества с молекулами растворителя На основании этих представлений трудно было объяснить причину распада электролитов на ионы

Различают два основных случая электролитической диссоциации

1 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ С ИОННОЙ СТРУКТУРОЙ

2 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ СОСТОЯЩИХ ИЗ ПОЛЯРНЫХ МОЛЕКУЛ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

Соотношения (1 2 3 4) лежат в основе четырех методов определения молекулярной массы (М) вещества

Отсюда можно определить молярную массу растворенного вещества М2 зная его навеску q2 и навеску растворителя q1 а также молярную массу растворителя

(5)Рordm1 ndash Р1q2M2

Рordm1 q1M1 + q2M=

Согласно уравнению (1)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

q2M2

m = q11000(моляльность)

после преобразования получим

Кq21000M2 =

ΔТ замq1

Еq21000M2 =

ΔТ кипq1

Согласно уравнениям (2) и (3)

ΔТ кип = Еm

ΔТ зам = Кm

(6) (7)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

где

после преобразования получим

Росм = СRT

Из уравнения (4)

заменив величину С отношением

q2 R T

Росм V(8)M2 =

M2V

q2

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

Уравнения (1ndash4)

справедливы лишь для разбавленных растворов малолетучих неэлектролитов те веществ неспособных проводить электрический ток в растворенном состоянии

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= N2ΔТкип = Еm

2

ΔТзам = Кm

3 Росм = СRT4

Эти вещества характеризуются также способностью проводить электрический ток в растворенном или расплавленном состоянии и получили название электролитов (например растворы кислот оснований солей)

Существует однако группа веществ образующих растворы для которых законы Рауля и ВантndashГоффа не соблюдаются

Чтобы сделать уравнения (1ndash4) пригод-ными для растворов электролитов ВантndashГофф ввел в них поправочный коэффициент i названный изотоническим коэффициентом Физический смысл его ВантndashГофф не выяснил

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= imiddotN2ΔТкип = imiddotЕm

2

ΔТзам = imiddotКmiddotm

3 Росм = imiddotСRT4

экспериментальная величина

вычисленная по одномуиз ур (1divide4) величина

i = = = =Росм

ΔТзамΔТкип

Росм

ΔТзамΔТкип

i gt 1

ИЗОТОНИЧЕСКИЙ КОЭФФИЦИЕНТ

равен отношению экспериментальная найденной величины (росм ΔТкип или ΔТзам ) к теоретически

рассчитанной по одному из ур (1-4)

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус предположил что наблюдаемые для растворов солей кислот и оснований отклонения от законов Рауля и ВантndashГоффа можно объяснить полагая что при образовании раствора происходит увеличение общего числа частиц в результате коэффициент i принимает значения большие единицы

Эти предположения в дальнейшем были развиты в теорию получившую название теории электролитической диссоциации Сущность этой теории состоит в следующем

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

3 Электролитическая диссоциация ndash процесс обратимый

КnАm nК m+ + mА nndash

2 Распад молекул электролитов на ионы при внесении их в среду растворителя называется электролитической диссоциацией (ионизацией)

1 Электролиты в воде распадаются на положи-тельные и отрицательные заряженные ионы ndash катионы и анионы

КА К+ + Аndash

в общем случае

для бинарного электролита

В результате работ Д И Менделеева создавшего гидратную теорию растворов было установлено что причиной диссоциации электролитов является сольватация

Те диссоциация происходит вследствие физико-химического взаимодействия между молекулами и ионами растворенного вещества и полярными молекулами растворителя

МЕХАНИЗМ И ПРИЧИНЫ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус рассматривал растворы как механическую смесь молекул и ионов растворенного вещества с молекулами растворителя На основании этих представлений трудно было объяснить причину распада электролитов на ионы

Различают два основных случая электролитической диссоциации

1 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ С ИОННОЙ СТРУКТУРОЙ

2 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ СОСТОЯЩИХ ИЗ ПОЛЯРНЫХ МОЛЕКУЛ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

q2M2

m = q11000(моляльность)

после преобразования получим

Кq21000M2 =

ΔТ замq1

Еq21000M2 =

ΔТ кипq1

Согласно уравнениям (2) и (3)

ΔТ кип = Еm

ΔТ зам = Кm

(6) (7)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

где

после преобразования получим

Росм = СRT

Из уравнения (4)

заменив величину С отношением

q2 R T

Росм V(8)M2 =

M2V

q2

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

Уравнения (1ndash4)

справедливы лишь для разбавленных растворов малолетучих неэлектролитов те веществ неспособных проводить электрический ток в растворенном состоянии

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= N2ΔТкип = Еm

2

ΔТзам = Кm

3 Росм = СRT4

Эти вещества характеризуются также способностью проводить электрический ток в растворенном или расплавленном состоянии и получили название электролитов (например растворы кислот оснований солей)

Существует однако группа веществ образующих растворы для которых законы Рауля и ВантndashГоффа не соблюдаются

Чтобы сделать уравнения (1ndash4) пригод-ными для растворов электролитов ВантndashГофф ввел в них поправочный коэффициент i названный изотоническим коэффициентом Физический смысл его ВантndashГофф не выяснил

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= imiddotN2ΔТкип = imiddotЕm

2

ΔТзам = imiddotКmiddotm

3 Росм = imiddotСRT4

экспериментальная величина

вычисленная по одномуиз ур (1divide4) величина

i = = = =Росм

ΔТзамΔТкип

Росм

ΔТзамΔТкип

i gt 1

ИЗОТОНИЧЕСКИЙ КОЭФФИЦИЕНТ

равен отношению экспериментальная найденной величины (росм ΔТкип или ΔТзам ) к теоретически

рассчитанной по одному из ур (1-4)

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус предположил что наблюдаемые для растворов солей кислот и оснований отклонения от законов Рауля и ВантndashГоффа можно объяснить полагая что при образовании раствора происходит увеличение общего числа частиц в результате коэффициент i принимает значения большие единицы

Эти предположения в дальнейшем были развиты в теорию получившую название теории электролитической диссоциации Сущность этой теории состоит в следующем

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

3 Электролитическая диссоциация ndash процесс обратимый

КnАm nК m+ + mА nndash

2 Распад молекул электролитов на ионы при внесении их в среду растворителя называется электролитической диссоциацией (ионизацией)

1 Электролиты в воде распадаются на положи-тельные и отрицательные заряженные ионы ndash катионы и анионы

КА К+ + Аndash

в общем случае

для бинарного электролита

В результате работ Д И Менделеева создавшего гидратную теорию растворов было установлено что причиной диссоциации электролитов является сольватация

Те диссоциация происходит вследствие физико-химического взаимодействия между молекулами и ионами растворенного вещества и полярными молекулами растворителя

МЕХАНИЗМ И ПРИЧИНЫ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус рассматривал растворы как механическую смесь молекул и ионов растворенного вещества с молекулами растворителя На основании этих представлений трудно было объяснить причину распада электролитов на ионы

Различают два основных случая электролитической диссоциации

1 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ С ИОННОЙ СТРУКТУРОЙ

2 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ СОСТОЯЩИХ ИЗ ПОЛЯРНЫХ МОЛЕКУЛ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

после преобразования получим

Росм = СRT

Из уравнения (4)

заменив величину С отношением

q2 R T

Росм V(8)M2 =

M2V

q2

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС РАСТВОРЕННЫХ ВЕЩЕСТВ

Уравнения (1ndash4)

справедливы лишь для разбавленных растворов малолетучих неэлектролитов те веществ неспособных проводить электрический ток в растворенном состоянии

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= N2ΔТкип = Еm

2

ΔТзам = Кm

3 Росм = СRT4

Эти вещества характеризуются также способностью проводить электрический ток в растворенном или расплавленном состоянии и получили название электролитов (например растворы кислот оснований солей)

Существует однако группа веществ образующих растворы для которых законы Рауля и ВантndashГоффа не соблюдаются

Чтобы сделать уравнения (1ndash4) пригод-ными для растворов электролитов ВантndashГофф ввел в них поправочный коэффициент i названный изотоническим коэффициентом Физический смысл его ВантndashГофф не выяснил

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= imiddotN2ΔТкип = imiddotЕm

2

ΔТзам = imiddotКmiddotm

3 Росм = imiddotСRT4

экспериментальная величина

вычисленная по одномуиз ур (1divide4) величина

i = = = =Росм

ΔТзамΔТкип

Росм

ΔТзамΔТкип

i gt 1

ИЗОТОНИЧЕСКИЙ КОЭФФИЦИЕНТ

равен отношению экспериментальная найденной величины (росм ΔТкип или ΔТзам ) к теоретически

рассчитанной по одному из ур (1-4)

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус предположил что наблюдаемые для растворов солей кислот и оснований отклонения от законов Рауля и ВантndashГоффа можно объяснить полагая что при образовании раствора происходит увеличение общего числа частиц в результате коэффициент i принимает значения большие единицы

Эти предположения в дальнейшем были развиты в теорию получившую название теории электролитической диссоциации Сущность этой теории состоит в следующем

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

3 Электролитическая диссоциация ndash процесс обратимый

КnАm nК m+ + mА nndash

2 Распад молекул электролитов на ионы при внесении их в среду растворителя называется электролитической диссоциацией (ионизацией)

1 Электролиты в воде распадаются на положи-тельные и отрицательные заряженные ионы ndash катионы и анионы

КА К+ + Аndash

в общем случае

для бинарного электролита

В результате работ Д И Менделеева создавшего гидратную теорию растворов было установлено что причиной диссоциации электролитов является сольватация

Те диссоциация происходит вследствие физико-химического взаимодействия между молекулами и ионами растворенного вещества и полярными молекулами растворителя

МЕХАНИЗМ И ПРИЧИНЫ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус рассматривал растворы как механическую смесь молекул и ионов растворенного вещества с молекулами растворителя На основании этих представлений трудно было объяснить причину распада электролитов на ионы

Различают два основных случая электролитической диссоциации

1 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ С ИОННОЙ СТРУКТУРОЙ

2 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ СОСТОЯЩИХ ИЗ ПОЛЯРНЫХ МОЛЕКУЛ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

Уравнения (1ndash4)

справедливы лишь для разбавленных растворов малолетучих неэлектролитов те веществ неспособных проводить электрический ток в растворенном состоянии

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= N2ΔТкип = Еm

2

ΔТзам = Кm

3 Росм = СRT4

Эти вещества характеризуются также способностью проводить электрический ток в растворенном или расплавленном состоянии и получили название электролитов (например растворы кислот оснований солей)

Существует однако группа веществ образующих растворы для которых законы Рауля и ВантndashГоффа не соблюдаются

Чтобы сделать уравнения (1ndash4) пригод-ными для растворов электролитов ВантndashГофф ввел в них поправочный коэффициент i названный изотоническим коэффициентом Физический смысл его ВантndashГофф не выяснил

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= imiddotN2ΔТкип = imiddotЕm

2

ΔТзам = imiddotКmiddotm

3 Росм = imiddotСRT4

экспериментальная величина

вычисленная по одномуиз ур (1divide4) величина

i = = = =Росм

ΔТзамΔТкип

Росм

ΔТзамΔТкип

i gt 1

ИЗОТОНИЧЕСКИЙ КОЭФФИЦИЕНТ

равен отношению экспериментальная найденной величины (росм ΔТкип или ΔТзам ) к теоретически

рассчитанной по одному из ур (1-4)

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус предположил что наблюдаемые для растворов солей кислот и оснований отклонения от законов Рауля и ВантndashГоффа можно объяснить полагая что при образовании раствора происходит увеличение общего числа частиц в результате коэффициент i принимает значения большие единицы

Эти предположения в дальнейшем были развиты в теорию получившую название теории электролитической диссоциации Сущность этой теории состоит в следующем

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

3 Электролитическая диссоциация ndash процесс обратимый

КnАm nК m+ + mА nndash

2 Распад молекул электролитов на ионы при внесении их в среду растворителя называется электролитической диссоциацией (ионизацией)

1 Электролиты в воде распадаются на положи-тельные и отрицательные заряженные ионы ndash катионы и анионы

КА К+ + Аndash

в общем случае

для бинарного электролита

В результате работ Д И Менделеева создавшего гидратную теорию растворов было установлено что причиной диссоциации электролитов является сольватация

Те диссоциация происходит вследствие физико-химического взаимодействия между молекулами и ионами растворенного вещества и полярными молекулами растворителя

МЕХАНИЗМ И ПРИЧИНЫ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус рассматривал растворы как механическую смесь молекул и ионов растворенного вещества с молекулами растворителя На основании этих представлений трудно было объяснить причину распада электролитов на ионы

Различают два основных случая электролитической диссоциации

1 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ С ИОННОЙ СТРУКТУРОЙ

2 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ СОСТОЯЩИХ ИЗ ПОЛЯРНЫХ МОЛЕКУЛ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

Эти вещества характеризуются также способностью проводить электрический ток в растворенном или расплавленном состоянии и получили название электролитов (например растворы кислот оснований солей)

Существует однако группа веществ образующих растворы для которых законы Рауля и ВантndashГоффа не соблюдаются

Чтобы сделать уравнения (1ndash4) пригод-ными для растворов электролитов ВантndashГофф ввел в них поправочный коэффициент i названный изотоническим коэффициентом Физический смысл его ВантndashГофф не выяснил

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= imiddotN2ΔТкип = imiddotЕm

2

ΔТзам = imiddotКmiddotm

3 Росм = imiddotСRT4

экспериментальная величина

вычисленная по одномуиз ур (1divide4) величина

i = = = =Росм

ΔТзамΔТкип

Росм

ΔТзамΔТкип

i gt 1

ИЗОТОНИЧЕСКИЙ КОЭФФИЦИЕНТ

равен отношению экспериментальная найденной величины (росм ΔТкип или ΔТзам ) к теоретически

рассчитанной по одному из ур (1-4)

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус предположил что наблюдаемые для растворов солей кислот и оснований отклонения от законов Рауля и ВантndashГоффа можно объяснить полагая что при образовании раствора происходит увеличение общего числа частиц в результате коэффициент i принимает значения большие единицы

Эти предположения в дальнейшем были развиты в теорию получившую название теории электролитической диссоциации Сущность этой теории состоит в следующем

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

3 Электролитическая диссоциация ndash процесс обратимый

КnАm nК m+ + mА nndash

2 Распад молекул электролитов на ионы при внесении их в среду растворителя называется электролитической диссоциацией (ионизацией)

1 Электролиты в воде распадаются на положи-тельные и отрицательные заряженные ионы ndash катионы и анионы

КА К+ + Аndash

в общем случае

для бинарного электролита

В результате работ Д И Менделеева создавшего гидратную теорию растворов было установлено что причиной диссоциации электролитов является сольватация

Те диссоциация происходит вследствие физико-химического взаимодействия между молекулами и ионами растворенного вещества и полярными молекулами растворителя

МЕХАНИЗМ И ПРИЧИНЫ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус рассматривал растворы как механическую смесь молекул и ионов растворенного вещества с молекулами растворителя На основании этих представлений трудно было объяснить причину распада электролитов на ионы

Различают два основных случая электролитической диссоциации

1 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ С ИОННОЙ СТРУКТУРОЙ

2 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ СОСТОЯЩИХ ИЗ ПОЛЯРНЫХ МОЛЕКУЛ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

Чтобы сделать уравнения (1ndash4) пригод-ными для растворов электролитов ВантndashГофф ввел в них поправочный коэффициент i названный изотоническим коэффициентом Физический смысл его ВантndashГофф не выяснил

1Рordm1 ndash Р1

Рordm1

= imiddotN2ΔТкип = imiddotЕm

2

ΔТзам = imiddotКmiddotm

3 Росм = imiddotСRT4

экспериментальная величина

вычисленная по одномуиз ур (1divide4) величина

i = = = =Росм

ΔТзамΔТкип

Росм

ΔТзамΔТкип

i gt 1

ИЗОТОНИЧЕСКИЙ КОЭФФИЦИЕНТ

равен отношению экспериментальная найденной величины (росм ΔТкип или ΔТзам ) к теоретически

рассчитанной по одному из ур (1-4)

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус предположил что наблюдаемые для растворов солей кислот и оснований отклонения от законов Рауля и ВантndashГоффа можно объяснить полагая что при образовании раствора происходит увеличение общего числа частиц в результате коэффициент i принимает значения большие единицы

Эти предположения в дальнейшем были развиты в теорию получившую название теории электролитической диссоциации Сущность этой теории состоит в следующем

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

3 Электролитическая диссоциация ndash процесс обратимый

КnАm nК m+ + mА nndash

2 Распад молекул электролитов на ионы при внесении их в среду растворителя называется электролитической диссоциацией (ионизацией)

1 Электролиты в воде распадаются на положи-тельные и отрицательные заряженные ионы ndash катионы и анионы

КА К+ + Аndash

в общем случае

для бинарного электролита

В результате работ Д И Менделеева создавшего гидратную теорию растворов было установлено что причиной диссоциации электролитов является сольватация

Те диссоциация происходит вследствие физико-химического взаимодействия между молекулами и ионами растворенного вещества и полярными молекулами растворителя

МЕХАНИЗМ И ПРИЧИНЫ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус рассматривал растворы как механическую смесь молекул и ионов растворенного вещества с молекулами растворителя На основании этих представлений трудно было объяснить причину распада электролитов на ионы

Различают два основных случая электролитической диссоциации

1 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ С ИОННОЙ СТРУКТУРОЙ

2 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ СОСТОЯЩИХ ИЗ ПОЛЯРНЫХ МОЛЕКУЛ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

экспериментальная величина

вычисленная по одномуиз ур (1divide4) величина

i = = = =Росм

ΔТзамΔТкип

Росм

ΔТзамΔТкип

i gt 1

ИЗОТОНИЧЕСКИЙ КОЭФФИЦИЕНТ

равен отношению экспериментальная найденной величины (росм ΔТкип или ΔТзам ) к теоретически

рассчитанной по одному из ур (1-4)

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус предположил что наблюдаемые для растворов солей кислот и оснований отклонения от законов Рауля и ВантndashГоффа можно объяснить полагая что при образовании раствора происходит увеличение общего числа частиц в результате коэффициент i принимает значения большие единицы

Эти предположения в дальнейшем были развиты в теорию получившую название теории электролитической диссоциации Сущность этой теории состоит в следующем

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

3 Электролитическая диссоциация ndash процесс обратимый

КnАm nК m+ + mА nndash

2 Распад молекул электролитов на ионы при внесении их в среду растворителя называется электролитической диссоциацией (ионизацией)

1 Электролиты в воде распадаются на положи-тельные и отрицательные заряженные ионы ndash катионы и анионы

КА К+ + Аndash

в общем случае

для бинарного электролита

В результате работ Д И Менделеева создавшего гидратную теорию растворов было установлено что причиной диссоциации электролитов является сольватация

Те диссоциация происходит вследствие физико-химического взаимодействия между молекулами и ионами растворенного вещества и полярными молекулами растворителя

МЕХАНИЗМ И ПРИЧИНЫ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус рассматривал растворы как механическую смесь молекул и ионов растворенного вещества с молекулами растворителя На основании этих представлений трудно было объяснить причину распада электролитов на ионы

Различают два основных случая электролитической диссоциации

1 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ С ИОННОЙ СТРУКТУРОЙ

2 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ СОСТОЯЩИХ ИЗ ПОЛЯРНЫХ МОЛЕКУЛ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус предположил что наблюдаемые для растворов солей кислот и оснований отклонения от законов Рауля и ВантndashГоффа можно объяснить полагая что при образовании раствора происходит увеличение общего числа частиц в результате коэффициент i принимает значения большие единицы

Эти предположения в дальнейшем были развиты в теорию получившую название теории электролитической диссоциации Сущность этой теории состоит в следующем

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

3 Электролитическая диссоциация ndash процесс обратимый

КnАm nК m+ + mА nndash

2 Распад молекул электролитов на ионы при внесении их в среду растворителя называется электролитической диссоциацией (ионизацией)

1 Электролиты в воде распадаются на положи-тельные и отрицательные заряженные ионы ndash катионы и анионы

КА К+ + Аndash

в общем случае

для бинарного электролита

В результате работ Д И Менделеева создавшего гидратную теорию растворов было установлено что причиной диссоциации электролитов является сольватация

Те диссоциация происходит вследствие физико-химического взаимодействия между молекулами и ионами растворенного вещества и полярными молекулами растворителя

МЕХАНИЗМ И ПРИЧИНЫ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус рассматривал растворы как механическую смесь молекул и ионов растворенного вещества с молекулами растворителя На основании этих представлений трудно было объяснить причину распада электролитов на ионы

Различают два основных случая электролитической диссоциации

1 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ С ИОННОЙ СТРУКТУРОЙ

2 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ СОСТОЯЩИХ ИЗ ПОЛЯРНЫХ МОЛЕКУЛ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

3 Электролитическая диссоциация ndash процесс обратимый

КnАm nК m+ + mА nndash

2 Распад молекул электролитов на ионы при внесении их в среду растворителя называется электролитической диссоциацией (ионизацией)

1 Электролиты в воде распадаются на положи-тельные и отрицательные заряженные ионы ndash катионы и анионы

КА К+ + Аndash

в общем случае

для бинарного электролита

В результате работ Д И Менделеева создавшего гидратную теорию растворов было установлено что причиной диссоциации электролитов является сольватация

Те диссоциация происходит вследствие физико-химического взаимодействия между молекулами и ионами растворенного вещества и полярными молекулами растворителя

МЕХАНИЗМ И ПРИЧИНЫ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус рассматривал растворы как механическую смесь молекул и ионов растворенного вещества с молекулами растворителя На основании этих представлений трудно было объяснить причину распада электролитов на ионы

Различают два основных случая электролитической диссоциации

1 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ С ИОННОЙ СТРУКТУРОЙ

2 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ СОСТОЯЩИХ ИЗ ПОЛЯРНЫХ МОЛЕКУЛ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

В результате работ Д И Менделеева создавшего гидратную теорию растворов было установлено что причиной диссоциации электролитов является сольватация

Те диссоциация происходит вследствие физико-химического взаимодействия между молекулами и ионами растворенного вещества и полярными молекулами растворителя

МЕХАНИЗМ И ПРИЧИНЫ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Аррениус рассматривал растворы как механическую смесь молекул и ионов растворенного вещества с молекулами растворителя На основании этих представлений трудно было объяснить причину распада электролитов на ионы

Различают два основных случая электролитической диссоциации

1 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ С ИОННОЙ СТРУКТУРОЙ

2 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ СОСТОЯЩИХ ИЗ ПОЛЯРНЫХ МОЛЕКУЛ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

Различают два основных случая электролитической диссоциации

1 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ С ИОННОЙ СТРУКТУРОЙ

2 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ СОСТОЯЩИХ ИЗ ПОЛЯРНЫХ МОЛЕКУЛ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

2 ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ СОСТОЯЩИХ ИЗ ПОЛЯРНЫХ МОЛЕКУЛ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВантndashГофф установил что изотонический коэффициент i выражается дробными числами которые с разбавлением раствора возрастают приближаясь к целым числам

Аррениус объяснил этот факт тем что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы и ввел понятие степени диссоциации

ЧИСЛО ПРОДИССОЦИИРОВАВШИХ МОЛЕКУЛ

α = ОБЩЕЕ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ВНЕСЕННЫХ В РАСТВОР

те α ndash это доля молекул электролита распавшихся на ионы выражается в долях единицы или процентах

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

Степень электролитической диссоциации α и изотонический коэффициент i связаны между собой соотношением

i ndash 1 α = (1) m ndash 1

где m ndash число ионов образующихся при диссоциации одной молекулы электролита

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

При очень большом разбавлении электролиты полностью распадаются на ионы те α = 1

в этом случае i = m Например

для NaCl = Na+ + Clndash

i = 2

для Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42ndash

i = 2

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 α gt 30 hellipсильные электролиты

2 α lt 3 hellipслабые электролиты

3 3 lt α lt 30 hellip электролиты средней степени

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах (~01н) электролиты подразделяются на сильные слабые и средней силы

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

1 почти все соли

NaCl KBr Zn(NO3)2 и др

2 многие неорганические кислоты

HNO3 H2SO4 HClO4 HCl HBr HI

3 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

NaOH KOH Ba(OH)2 и др

ПРИМЕРЫ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

1 большинство органических кислот

CH3COOH C17H35COOH hellip

2 некоторые неорганические соединения

H2CO3 H2S HCN H2SiO3 NH4OH

ЭЛЕКТРОЛИТЫ СРЕДНЕЙ СИЛЫ

1 H2CrO4 HCOOH H3PO4 НNO2 и др

2 Cu(OH)2 Cr(OH)3 и др

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

Электролитическая диссоциация веществ в растворе ndash процесс обратимый

Применяя закон действия масс к процессу распада KnAm на ионы К m+ и Аnndash

КnАm nК m+ + mА nndash

[К m+] n [А nndash] m

получим K = 2 [КnАm]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе поэтому ее называют константой ионизации

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

Чем больше К тем больше ионизи-ровано вещество

Уравнение 2 справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электро-литов В таких растворах имеется сравнитель-но немного ионов Поэтому взаимодействие между ионами выражено слабо

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

Иное дело растворы сильных электролитов В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика что приводит к заметному электростатическому взаимо-действию ионов друг с другом

Поэтому каждый ион в растворе сильного электролита имеет оболочку из притянутых ионов противополож-ного знака ndash тн ионную атмосферу

Модель ионнойатмосферы

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

Наличие ионной атмосферы затрудняет перемещение ионов в растворе что заметно по уменьшению электропроводности растворов сильных электролитов

Наличие межионного взаимодействия приводит к тому что свойства электролита оказываются такими как-будто концентрация его ионов меньше чем это соответствует полной диссоциации электролита

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

Например значения α для KCl вычисленные при 18 ordmС по электропроводности его растворов уменьшается с ростом концентрации

Концентрация KCl н 001 01 1 2

α 942 862 756 712

Поэтому уравнение ЗДМ при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

Для распределения ЗДМ на сильные электролиты вместо концентрации вещества в выражение констант равновесия подставляют его эффективную концентрацию ndash активность

Активность связана с концентрацией следующим соотношением

а = f C 4

f ndash коэффициент активности безразмерная величина

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

Активность а ndash это величина подстановка которой концентраций в уравнение ЗДМ делает его справедливым при любых концентрациях

Константа для сильного электролита KnAm

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе которые приводят к отклонению его свойств от свойств идеального раствора

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным Для этого измеряют какие-либо из свойств раствора (например электро-проводность температуру кипения или замерзания) и определяют f как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА f = ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА

КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

[К+][Аndash] K =

[KA]

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА К+ + Аndash

применив к нему ЗДМ получим

Пусть концентрация электролита КА равна С а степень электролитической диссоциации α тогда

[К+] = [Аndash] = α∙С и [KA] = С ndash α∙С

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

Равновесие в растворах слабых электролитов

(α С) 2 α 2

K = = ∙ C C(1 ndash α) 1 ndash α

Если α ltlt1 то K asymp α2∙С отсюда

Подставляя эти данные в уравнение константы ионизации получим

это уравнение выражает закон разбавления Оствальда

α = radic KC

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

141(9) Оцените степень диссоциации α в 0005 М и 005 М растворах сернистой кислоты H2SO3

Решение Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации из табл Сернистая кислота mdash слабый электролит диссоциирует ступенчато

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

H2SO3 harr Н+ + HSO3minus KД1 = 17middot10minus2 (1-я ступень)

HSO3minus harr Н+ + SO3

2minus KД2 = 63 middot10minus8 (2-я ступень)

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Поскольку К2 lt К1 то диссоциацией кислоты по 2-й

ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации С другой стороны значение K1 относительно велико (gt10minus4) поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда КД = α2с0(1 - α) которая приводит к квадратному

уравнению

- КД +

К2Д + 4с1middotКД

α1 = 2с1

=

1) Для 0005 М раствора

Сα2 + КДα ndash КД = 0

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

(17middot10minus2)2 + 4middot5middot10minus3middot17middot10minus2 =

-17middot10minus2 +

2middot5middot10minus3 = 081

Расчет по приближенной формуле (КД asymp α2с0) приводит к величине α gt 1 что не имеет смысла

- КД +

К2Д + 4с2middotКД

α2 = 2с2

=

044

2) Для 005 М раствора

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Энергетическое состояние вещества в растворе сильного электролита описывается уравнением

μ = μordm + RT ln a+

где a+ = f+ C f+ = radicf+ fndash a+ = radica+ andash

Согласно теории Дебая и Гюккеля

lg f+ = Aradic I

A = const = f (заряд ионов температура диэлектрическая проницаемость)

I ndash ионная сила I = frac12 sum C i z i 2

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ

l 1 l lR = ρ = = Омndash1смndash1

S S RS

λinfin = l+infin + lndashinfin α = λ λinfin

C

1000λ = cм2г-эквОм

C

H2SO4

CH3COOH

KOH

λ = V = α (l+ + lndash)

= f (концентрация степень диссоциации абсолютная скорость ионов)

= α С F U+ + Undash F U+ = l+ F Undash = lndash

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28
• Slide 29
• Slide 30
• Slide 31
• Slide 32
• Slide 33
• Slide 34
• Slide 35
• Slide 36
• Slide 37
• Slide 38
• Slide 39