Читайте также:
- Водные электролиты
- Пирофосфатные электролиты
- Сильные электролиты
- Цианистые электролиты
- Электролитическая диссоциация. Электролиты и неэлектолиты. Теория сильных электролитов. Ионная сила растворов. Водородный показатель. Произведение растворимости. Гидролиз солей.
- Электролиты железнения и режимы электролиза
- Электролиты и неэлектролиты.
- Электролиты и режимы электролиза.
По способности проводить электрический ток все вещества подразделяются на: проводники и диэлектрики (изоляторы). Проводники I рода (металлы) характеризуются электронной проводимостью. Проводники II рода (электролиты) характеризуются ионной проводимостью.
Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. (кислоты, основания, соли);Неэлектролиты – не проводят электрический ток. Это вещества с ковалентными неполярными или малополярными связями.[газы (азот, кислород), некоторые твердые вещества (сера, кремний), органические соединения (сахароза, бензол, спирт)].
Электролитическая диссоциация – это процесс распада вещества на ионы, происходящий под действием полярных молекул растворителя.
Основные положения теории электролитической диссоциации(С. Аррениус, 1887г.):
· При растворении в воде (или в расплаве) электролиты распадаются на положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).
· Ионы в растворах сольватированы (гидратированы)AnBm + aq D nAm+∙ aq + mBn-∙ aq
· Под действием электрического тока катионы (+) движутся к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).
· Электролитическая диссоциация – процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией, прямая – диссоциацией).AnBm ↔ nAm+ + mBn-
Кислоты– сложные вещества, диссоциирующие на катионы водорода и анионы кислотного остатка. HCl D H+ + Cl- фактически: HCl + H2O D H3O + + Cl-, где H3O + – ион оксония (гидроксония)
Основания – сложные вещества, диссоциирующие на анионы гидроксила и катионы металла.
Ва(OH)2 D Ba2+ + 2OH-
Соли– сложные вещества, диссоциирующие на катионы металла и анионы кислотного остатка.
Al2(SO4)3 D 2Al3+ + 3SO42-
Амфотерные электролиты (Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, Pb(OH)2 и др.) – дисоциируют как по типу основания, так и по типу кислоты.
в кислой среде в щелочной среде Zn2++ 2OH- D Zn(OH)2 D ZnO22-+2Н+ Н2ZnO2 | Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O Zn(OH)2 + 2NaOHтв. = Na2ZnO2 + 2H20 при сплавлении |
Количественные хар-ки проц-а диссоциации:
1.)Степень электролитической диссоциации (α) показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул растворенного вещества в растворе (N). α=n/N, 0 30%)
К слабымым электролитам относятся вещества с неполярными или слабо полярными связями.
(H2O, H2CO3, Fe(OH)3); К сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями (кис-ты HCl,HBr,HI,HClO4,H2SO4,HNO3,HMnO4,HCrO4, растворимые в воде основания LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2) NH4OH – слабый электролит!
Степень диссоциации зависит:от природы электролита (I ступень: КНСО3 D К+ + НСО3-
II cтупень: НСО3 – D Н+ + СО32-);от природы растворителя (закон Кулона с учетом ε);
от температуры (с возрастанием температуры диссоциация увеличивается); от концентрации
(с увеличением разбавления диссоциация увеличивается).
Сила кислоты или основания | Значение константы диссоциации |
Сильные Средней силы Слабые Очень слабые | >1 1 – 10-4 10-4 – 10-10 К2 > К3 |
Закон разбавления Оствальда:
Кд=С* α^2
AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3
Для описания реальных св-в сильных электролитов исп. понятие эффективной (кажущейся) концентра-ции или активности: а = с ∙ f,а – активность, f – коэф. активности. В сильно разб. р-рах: f ≈ 1 и а ≈ с.
Условия необратимости реакций ионного обмена:образуется осадок Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4 ↓+ 2NaOH; выделяется газ CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H20 +CO2↑; образуется вода или другой слабый электролит 2KCN + H2SO4 → K2SO4 + 2HCN
Дата добавления: 2014-01-20 ; Просмотров: 3613 ; Нарушение авторских прав? ;
Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет
ЭЛЕКТРОЛИТЫ – вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.
НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ – вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.
Диссоциация – распад соединений на ионы.
Степень диссоциации – отношение числа продиссоциированных на ионы молекул к общему числу молекул в растворе.
СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.
При написании уравнений диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства.
К сильным электролитам относятся:
· Растворимые соли (смотри таблицу растворимости);
· Многие неорганические кислоты: HNO3, H2SO4,HClO3, HClO4, HMnO4, HCl, HBr, HI (смотри кислоты-сильные электролиты в таблице растворимости);
· Основания щелочных (LiOH, NaOH,KOH) и щелочноземельных (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2) металлов (смотри основания-сильные электролиты в таблице растворимости).
СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.
При написании уравнений диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости.
К слабым электролитам относятся:
· Почти все органические кислоты и вода (Н2О);
· Некоторые неорганические кислоты: H2S, H3PO4,HClO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 (смотри кислоты-слабые электролиты в таблице растворимости);
· Нерастворимые гидроксиды металлов (Mg(OH)2,Fe(OH)2, Zn(OH)2) (смотри основания-cлабые электролиты в таблице растворимости).
На степень электролитической диссоциации влияет ряд факторов:
природа растворителя и электролита: сильными электролитами являются вещества с ионными и ковалентными сильно-полярными связями; хорошей ионизирующей способностью, т.е. способностью вызывать диссоциацию веществ, обладают растворители с большой диэлектрической проницаемостью, молекулы которых полярны (например, вода);
температура: поскольку диссоциация — процесс эндотермический, повышение температуры повышает значение α;
концентрация: при разбавлении раствора степень диссоциации возрастает, а с увеличением концентрации — уменьшается;
стадия процесса диссоциации: каждая последующая стадия менее эффективна, чем предыдущая, примерно в 1000–10 000 раз; например, для фосфорной кислоты α1 > α2 > α3:
H3PО4⇄Н++H2PО−4 (первая стадия, α1),
H2PО−4⇄Н++HPО2−4 (вторая стадия, α2),
НPО2−4⇄Н++PО3−4 (третья стадия, α3).
По этой причине в растворе данной кислоты концентрация ионов водорода наибольшая, а фосфат-ионов РО3−4 — наименьшая.
1. Растворимость и степень диссоциации вещества между собой не связаны. Например, слабым электролитом является хорошо (неограниченно) растворимая в воде уксусная кислота.
2. В растворе слабого электролита меньше других содержится тех ионов, которые образуются на последней стадии электролитической диссоциации
На степень электролитической диссоциации влияет также добавление других электролитов: например, степень диссоциации муравьиной кислоты
HCOOH ⇄ HCOO − + H +
уменьшается, если в раствор внести немного формиата натрия. Эта соль диссоциирует с образованием формиат-ионов HCOO − :
HCOONa → HCOO − + Na +
В результате в растворе концентрация ионов НСОО– повышается, а согласно принципу Ле Шателье, повышение концентрации формиат-ионов смещает равновесие процесса диссоциации муравьиной кислоты влево, т.е. степень диссоциации уменьшается.
Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводностиразбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:
Здесь — константа диссоциации электролита, — концентрация, и — значения эквивалентной электропроводности при концентрации и при бесконечном разбавлении соответственно. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства
где — степень диссоциации.
Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 году и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.
Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель рН Вода представляет собой слабый амфотерный электролит: Н2О Н+ + ОН- или, более точно: 2Н2О= Н3О+ + ОН- Константа диссоциации воды при 25оС равна: Такое значение константы соответствует диссоциации одной из ста миллионов молекул воды, поэтому концентрацию воды можно считать постоянной и равной 55,55 моль/л (плотность воды 1000 г/л, масса 1 л 1000 г, количество вещества воды 1000г:18г/моль=55,55 моль, С=55,55 моль: 1 л =55,55 моль/л). Тогда Эта величина постоянная при данной температуре (25оС), она называется ионным произведением воды KW: Диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому с повышением температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье диссоциация усиливается, ионное произведение возрастает и достигает при 100оС значения 10-13. В чистой воде при 25оС концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой: [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой, называются нейтральными. Если к чистой воде прибавить кислоту, концентрация ионов водорда повысится и станет больше, чем 10-7 моль/л, среда станет кислой, при этом концентрация ионов гидроксила мгновенно изменится так, чтобы ионное произведение воды сохранило свое значение 10-14. Тоже самое будет происходить и при добавлении к чистой воде щелочи. Концентрации ионов водорода и гидроксила связаны между собой через ионное произведение, поэтому, зная концентрацию одного из ионов, легко вычислить концентрацию другого. Например, если [H+] = 10-3 моль/л, то [OH-] = KW/[H+] = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л, или, если [OH-] = 10-2 моль/л, то [H+] = KW/[OH-] = 10-14/10-2 = 10-12 моль/л. Таким образом, концентрация ионов водорода или гидроксила может служить количественной характеристикой кислотности или щелочности среды. На практике пользуются не концентрациями ионов водорода или гидроксила, а водородным рН или гидроксильным рОН показателями. Водородный показатель рН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода: рН = – lg[H+] Гидроксильный показатель рОН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов гидроксила: рОН = – lg[OH-] Легко показать, прологарифмировав ионное произведение воды, что рН + рОН = 14 Если рН среды равен 7 – среда нейтральная, если меньше 7 – кислая, причем чем меньше рН, тем выше концентрация ионов водорода. pН больше 7 – среда щелочная, чем больше рН, тем выше концентрация ионов гидроксила.
Содержание
Электроли́т — вещество, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, что происходит в растворах и расплавах, или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов. Примерами электролитов могут служить кислоты, соли и основания и некоторые кристаллы (например, иодид серебра, диоксид циркония). Электролиты — проводники второго рода, вещества, электропроводность которых обусловлена подвижностью положительно или отрицательно заряженных ионов.
Степень диссоциации [ править | править код ]
Процесс распада молекул в растворе или расплаве электролита на ионы называется электролитической диссоциацией. Одновременно в электролите протекают процессы ассоциации ионов в молекулы. При неизменных внешних условиях (температура, концентрация и др.) устанавливается динамическое равновесие между распадами и ассоциациями. Поэтому в электролитах диссоциирована определённая доля молекул вещества. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации [1] .
Классификация [ править | править код ]
Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы:
- Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4).
- Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты, такие как HF), основания p-, d- и f-элементов.
Между этими двумя группами чёткой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом — слабого.
Использование термина [ править | править код ]
В естественных науках [ править | править код ]
Термин электролит широко используется в биологии и медицине. Чаще всего подразумевают водный раствор, содержащий те или иные ионы (напр., «всасывание электролитов» в кишечнике).
В технике [ править | править код ]
Слово электролит широко используется в науке и технике, в разных отраслях оно может иметь различающийся смысл.
В электрохимии [ править | править код ]
Многокомпонентный раствор для электроосаждения металлов, а также травления и др. (технический термин, например электролит золочения).
В источниках тока [ править | править код ]
Электролиты являются важной частью химических источников тока: гальванических элементов и аккумуляторов. [2] Электролит участвует в химических реакциях окисления и восстановления с электродами, благодаря чему возникает ЭДС. В источниках тока электролит может находиться в жидком состоянии (обычно это водный раствор) или загущённым до состояния геля.
Электролитический конденсатор [ править | править код ]
В электролитических конденсаторах в качестве одной из обкладок используется электролит. В качестве второй обкладки — металлическая фольга (алюминий) или пористый, спечённый из металлических порошков блок (тантал, ниобий). Диэлектриком в таких конденсаторах служит слой оксида самого металла, формируемый химическими методами на поверхности металлической обкладки.
Конденсаторы данного типа, в отличие от других типов, обладают несколькими отличительными особенностями:
- высокая объёмная и весовая удельная ёмкость;
- требование к полярности подключения в цепях постоянного напряжения. Несоблюдение полярности вызывает бурное вскипание электролита, приводящее к механическому разрушению корпуса конденсатора (взрыву);
- значительные утечки и зависимость электрической ёмкости от температуры;
- ограниченный сверху диапазон рабочих частот (типовые значения сотни кГц — десятки МГц в зависимости от номинальной ёмкости и технологии).
Активности в электролитах [ править | править код ]
Химический потенциал для отдельного i-го иона имеет вид: μ i = μ i 0 + R T l n a i , <displaystyle mu _=mu _^<0>+RTlna_,> где a i <displaystyle a_> – активность i-го иона в растворе.
Для электролита в целом имеем:
μ e l = ∑ i v i μ i = v + μ M + + v − μ A − = v + ( μ + 0 + R T l n a M + ) + v − ( μ − 0 + R T l n a A − ) = <displaystyle mu _
= ( v + μ + 0 + v − μ − 0 ) + R T l n ( a M + v − ⋅ a A − v − ) = μ 0 + R T l n a , <displaystyle =(v_<+>mu _<+>^<0>+v_<->mu _<->^<0>)+RTln(a_>^>cdot a_>^>)=mu _<0>+RTlna,> где a <displaystyle a> – активность электролита; v i <displaystyle v_> – стехиометрические числа.
Таким образом, имеем:
a = a + v + ⋅ a − v − . <displaystyle a=a_<+>^>cdot a_<->^>.>
Усредненная активность иона равна:
a ± = [ a + v + ⋅ a − v − ] 1 v + + v − . <displaystyle a_<pm >=left[a_<+>^>cdot a_<->^>
ight]^<frac <1>+v_<->>>.>
Для одно-одновалентного электролита v + = v − = 1 <displaystyle v_<+>=v_<->=1> и a ± = a + ⋅ a − , <displaystyle a_<pm >=<sqrt cdot a_<->>>,> то есть a ± <displaystyle a_<pm >> является средним геометрическим активностей отдельных ионов.
Для добавления растворов электролитов принято пользоваться моляльной (m) концентрацией (для разбавленных водных растворов m (в моль/кг) численно близка к с (молярной концентрации, в моль/л)). Значит, a i = γ i m i , <displaystyle a_=gamma _m_,> где γ i <displaystyle gamma _> – коэффициент активности i-го иона.