Степень диссоциации электролита зависит от природы растворителя

10. Факторы, влияющие на степень

Рассмотрим более подробно, как зависит степень диссоциации от различных факторов.

Природа электролита – главный фактор, определяющий степень диссоциации. Чем более полярной является химическая связь между атомами или группами атомов в молекуле, тем сильнее растворитель с высоким значением диэлектрической проницаемости препятствует электростатическому взаимодействию ионов противоположного знака в растворе, тем больше степень диссоциации. В том случае, если вещество содержит только ковалентные связи между атомами или группами атомов, то оно не диссоциирует в растворе. Но не всегда вещества с большей ионностью связи сильнее диссоциируют в растворах. Так, для галогеноводородов ионность связи уменьшается от HF к HI, тем не менее степень диссоциации иодоводородной кислоты значительно больше степени диссоциации фтористоводородной кислоты (см. табл. 11). Это можно объяснить тем, что в водном растворе вследствие процесса гидратации меняется характер химической связи между частицами вещества. Протон в воде сильно гидратируется и образует достаточно объёмные ионы гидроксония Н₃О + , которые оказывают гораздо меньшее поляризующее действие на ион галогена, чем не гидратированный. В ряду F‾ – Cl‾ – Br‾ – I‾ радиус иона увеличивается, а это приводит к тому, что связь в молекуле HI становится более ионной, чем в HF.

Характеристики галогеноводородов и степень диссоциации их в растворах

Увеличение константы диссоциации в ряду уксусной кислоты и ее хлорзамещенных СН₃СООН – СН₂ClСООН – СНCl₂СООН – СCl₃СООН обусловлено оттягиванием электронов от группы ОН электроотрицательным атомом хлора.

Сила бескислородных кислот H_n + Э — n зависит от радиуса иона элемента и его степени окисления, она увеличивается с ростом ионного радиуса и с уменьшением условного заряда иона n.

Сила кислородсодержащих кислот, формула которых имеет общий вид Э +(2 m + n ) O_m(ОН)_n, зависит как от природы элемента Э, так и от значений m и n. Ввиду большой электроотрицательности атома кислорода он оттягивает электроны от связей O–Н, и поэтому сила кислот увеличивается с ростом числа атомов кислорода m и уменьшением n – числа связей O–Н. Кроме того, она растет с увеличением степени окисления элемента.

О закономерностях изменения силы кислородсодержащих кислот можно судить по значениям первой константы диссоциации этих кислот в водных растворах: Сl(ОН), т. е. НОСl, В(ОН)₃, Si(OH)₄, Те(ОН)_б (m = 0) являются слабыми кислотами (для них K₁ < 10 -8 ); NO(OH), т.е. HNO₂, SO(OH)₂, т.е. Н₂SO₃, IO(ОН)₅, т.е. H₅IO₆ (m = 1) — значительно сильнее (для них K₁ = 10 -5 ÷ 10 -2 ); NO₂(OH), т.е. НNО₃, SO₂(OH)₂, т.е. H₂SO₄ (m = 2) – сильные кислоты.

Природа растворителя. Природа растворителя оказывает существенное влияние на степень диссоциации растворённого вещества. Степень диссоциации в значительной мере зависит от диэлектрической проницаемости растворителя. Чем больше диэлектрическая проницаемость среды, тем больше степень электролитической диссоциации. Это хорошо видно на примере иодида тетраметиламмония, степень диссоциации которого растёт с увеличением диэлектрической проницаемости растворителя (табл. 12).

Замена воды, имеющей диэлектрическую проницаемость 81, на растворитель с меньшей диэлектрической проницаемостью, например, на этиловый спирт (ξ=25), сильно понижает степень диcсоциации. Сильные электролиты в спирте становятся электролитами средней силы, а слабые – практически не диссоциируют. Вследствие высокой диэлектрической проницаемости воды в ней даже при больших концентрациях растворённого вещества маловероятно образование ионных пар. В средах с малой диэлектрической проницаемостью ионные пары образуются легко.

Значения степени диссоциации 0,01 М раствора N + (CH₃)₄I‾

в различных растворителях

Влияние температуры. Константа диссоциации является характерной величиной для данного электролита и растворителя и зависит лишь от температуры. Для многих электролитов существует достаточно широкий температурный интервал, в котором наблюдается простая зависимость между тепловым эффектом, степенью диссоциации и температурой. Если процесс диссоциации экзотермичен, то с повышением температуры степень диссоциации падает. При эндотермическом процессе – повышение температуры ведёт к увеличению степени диссоциации. Но в общем случае степень электролитической диссоциации сложным образом зависит от температуры (см. рис. 18).

Для многих электролитов константа диссоциации проходит через максимум. Так, степень диссоциации уксусной кислоты максимальна при 25 °С (К_д = 1,75·10 –5 ). Выше и ниже этой температуры степень диссоциации уксусной кислоты меньше ( при 0 °С К_д = 1,65·10 –5 , при 50 °С К_д = 1,62·10 –5 ). В соответствии с принципом Ле Шателье это объясняется переменой знака энтальпии процесса диссоциации, что связано с различным влиянием температуры на гидратацию ионов и нейтральных молекул.

Рис. 18. Зависимость константы

диссоциации некоторых слабых

электролитов в водных растворах

С увеличением концентрации растворов степень электролитической диссоциации уменьшается, так как ионы чаще сталкиваются друг с другом с образованием молекул или ионных пар.

Например, рассмотрим влияние концентрации растворенного вещества на степень диссоциации CH₃COOH при 18 °С. (табл. 13)

Зависимость степени электролитической диссоциации и

константы диссоциации уксусной кислоты от ее концентрации

Источник

9). Степень и константа диссоциации. Факторы, влияющие на степень и константу диссоциации.

Частичный или полный распад растворенного вещества на ионы в результате взаимодействия с растворителем называется электролитической диссоциацией.Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым.

Диссоциацию электролита Kt_nAn_mможно представить:

Kt_nAn_mnKt m + + mAn n —

Так как слабые электролиты подчиняются закону действующих масс, это равновесие может количественно характеризоваться константой равновесия, называемой в данном случае константой диссоциации Кд.

Константа диссоциации для рассматриваемого электролита:

Где[Kt m + ] и[An n — ]– молярные равновесные концентрации ионов электролита;

[Kt_nAn_m]- молярная равновесная концентрация недиссоциированных молекул электролита.

Полнота распада характеризуется степенью диссоциации.

Степенью диссоциации(α) называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы(n_i) к общему числу молекул растворенного вещества(Ni) в растворе

степень диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя, температуры и степени его разбавления.

10). Сформулируйте закон разведения Оствальда.

Для растворов слабых электролитов Оствальд установил взаимосвязь между константой диссоциации Кд, степенью диссоциации α и молярной концентрацией растворов С.

При растворении слабого электролита в растворе устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации – ионами.

CH₃COOHCH₃COO — +H +

После преобразования получим уравнение, являющееся математическим выражением закона распределения Оствальда:

Соответственно, закон Оствальда может быть сформулирован следующим образом: степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.

Сильные электролиты не подчиняются этому закону.

11). Что называют ионной силой раствора? Закон Дебая-Хюккеля.

П. Дебай и Г. Хюккель предположили, что основной причиной резкого различия в поведении сильных и слабых электролитов является наличие в растворах сильных электролитов межионных взаимодействий. Ионы, находящиеся в растворе, хотя и отделены друг от друга молекулами растворителя, все же испытывают слабое притяжение.

Количественные расчеты характеристик растворов сильных электролитов осуществляются с введением величины, называемой активностью а.

Активность связана с истинной концентрацией растворенного вещества соотношением

где а- активность электролита; С – его концентрация;f—коэффициент активности.

Закон Дебая- Хюккеля: в разнообразных растворах сильных электролитов с одинаковой ионной силой коэффициенты активности катионов и анионов одинаковой зарядности равны независимо от их химической природы.

Мерой электрического взаимодействия между всеми ионами в растворе является так называемая ионная сила, величина которой зависит от концентрации и зарядов всех ионов, присутствующих в растворе.

12). Роль электролитов в процессах жизнедеятельности.

Известно, что электролитный обмен тесно связан с водным, так как большинство минеральных соединений находится в организме в виде водных растворов, и перемещение воды в организме сопровождается перемещением электролитов и изменением их концентрации в той или иной части организма. С другой стороны, степень перемещения и направление движения воды зависят от концентрации электролитов. Кроме того, каждый ион обладает своей физиологической специфичностью. Нарушение баланса того или иного нона вызывает определенные нарушения в организме. В связи с этим присутствие определенного количества электролитов в пище необходимо для нормальной жизнедеятельности организма.

Источник

Растворы слабых электролитов. Константа диссоциации слабого электролита. Факторы, влияющие на степень диссоциации слабого электролита.

Слабые электролиты диссоциируют частично и обратимо. В их растворах преобладают не ионы, а молекулы. К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать константу равновесия, которая называется константой диссоциации (К_Д) и приводится в таблицах. Константа диссоциации характеризует силу электролита: чем больше величина К_Д., тем сильнее электролит, и наоборот.

H NO₂ H + + NO₂ – (уравнение электролитической диссоциации)

1, где [H + ], [NO₂ — ], [HNO₂] – молярные равновесные концентрации соответствующих частиц в растворе, К_Д – константа диссоциации азотистой кислоты HNO₂

Степень диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, присутствия в растворе одноименных ионов, температуры. Для одного и того же электролита при данной температуре степень диссоциации () увеличивается с разбавлением раствора; при больших разбавлениях электролит полностью диссоциирует (1). С увеличением температуры  также увеличивается.

Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.

Ионное произведение воды — произведение концентраций ионов водорода Н + и ионов гидроксида OH − в воде или в водных растворах.

Вода в очень малой степени находится в диссоциированном состоянии (очень слабый электролит): H₂O H + + OH –

К её диссоциации можно применить закон действующих масс:

При столь малой константе диссоциации (К_Д), концентрация воды остается практически неизменной и равной: [H₂O]=1000/18=55.6 моль/л. Произведение постоянных величин также постоянная величина: K_д∙[H₂O] = [H + ]∙[OH – ]. Таким образом, произведение молярных концентраций ионов водорода [H + ] и гидроксильных групп [OH – ] в любом водном растворе есть величина постоянная (при данной температуре) и называется ионным произведением воды (К_В). Диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому ионное произведение воды (К_В) зависит от температуры. С повышением температуры увеличивается концентрация [H + ] и [OH – ] ионов и величина ионного произведения: так, при 100 о С: К_В = [H + ][OH – ] = 59∙10 -14 , при 0 о С: К_В = [H + ][OH – ] = 0,139∙10 -14 .

Водородный показатель (рН) — отрицательный десятичный логарифм активности, или концентрации, водородных ионов в растворе (—lg [H]). В. п. является основной количественной характеристикой кислотности водных растворов., выраженной в молях на литр:

По аналогии рН введен гидроксильный показатель (рОН):

рОН = –lg [ОH — ], где [ОH — ] — молярная концентрация ионов ОH — . А также показатель константы воды: рК_В = –lg К_В . Логарифмируя ионное произведение воды получаем выражение: –lg [H + ][OH – ] = –lg 10 –14 и далее: pH + pOH = 14.

Источник