І ступеня дисоціації - студопедія

Мета роботи: визначення ступеня дисоціації електроліту за вимірюваннями зниження температури замерзання розчину.

Речовини, водні розчини яких проводить електричний струм, називають електролітами. До електролітів належать кислоти, підстави і солі, які при розчиненні у воді розпадаються на іони. Розпад електролітів на іони під дією розчинника називається електролітичної дисоціацією. Теорія електролітичноїдисоціації була розроблена шведським хіміком С. Арреніус. Здатність розчинів проводити електричний струм пояснюється присутністю в розчині іонів - заряджених частинок, що утворюються при взаємодії молекул електролітів з молекулами розчинника. При цьому позитивно заряджені іони притягуються до електрода з негативним зарядом (катода), їх називають катіонами; негативно заряджені іони притягуються до електрода з позитивним зарядом (анода), вони отримали назву аніонів. Неелектролітів не утворюють в розчині іонів.

Дисоціація електролітів є оборотний процес. Утворені при дисоціації протилежно заряджені іони, з'єднуються один з одним і знову утворюють молекулу, так що ми маємо одночасно і утворення іонів і з'єднання їх в молекулу.

Для кожного електроліту в розчині встановлюється стан рівноваги між іонами і недіссоціірованнимі молекулами.

Наприклад, розчин мурашиної кислоти НСООН є такою рівноважну систему:

НСООН = Н + + НСОО -

У молярном розчині мурашиної кислоти тільки 2% молекул розпадається на іони, а 98% знаходиться у вигляді недіссоціірованних молекул.

Для того, щоб кількісно охарактеризувати дисоціацію електроліту, введено поняття - ступінь дисоціації. Вона виражається відношенням числа молекул, що розпалися на іони, до загального числа розчинених молекул. Зазвичай цю величину множать на 100 і висловлюють ступінь дисоціації у відсотках.

Ступінь дисоціації позначають грецькою буквою (альфа) і висловлюють таким чином:

Грунтуючись на значенні ступеня дисоціації, електроліти ділять на сильні, середньої сили і слабкі.

Сильними називають електроліти, ступінь дисоціації яких в 0,1 Н розчині вище 30%. Електроліти середньої сили диссоційовані від 3 до 30%. Електроліти, ступінь дисоціації в яких менше 3%, називають слабкими.

Сильними кислотами є більшість кислот: HClO4. HNO3. HCl, HBr, H2 SO4. Решта неорганічні кислоти (наприклад, HNO2. H2 S, H3 BO3. H2 CO3) і майже всі органічні кислоти - слабкі.

Розрізняють ще кислоти середньої сили, які дисоціюють у значній мірі, але далеко не повністю. До них відносяться H3 PO4 і H2 SO3.

До сильних підстав відносяться NaOH, KOH, Ca (OH) 2. Ba (OH) 2 і Sr (OH) 2. Слабкими підставами є LiOH, більшість гідроксидів дво- і тривалентних металів і всі органічні підстави.

Більшість солей належить до числа сильних електролітів. Винятком є ​​такі розчинні у воді солі: хлорид, бромід і йодид кадмію CdCl2. CdBr2. CdI2; хлорид ртуті HgCl2 (йодид і бромід ртуті нерозчинні в воді); ацетат свинцю Pb (CH3 COO) 2; роданид заліза Fe (CNS) 3.

На противагу галогенидам, нітрат і сульфат кадмію і нітрат і сульфат ртуті є сильними електролітами. Солі слабких кислот, наприклад, ацетат натрію, і солі, утворені слабкими основами, наприклад, хлорид амонію, розпадаються на іони в такій же мірі, як солі сильних кислот або солі, утворені сильними основами, тобто вони розпадаються на іони повністю.

Між концентрацією недіссоціірованних молекул в розчині і концентрацією іонів, на які розпалися молекули, існує певна залежність.

Наприклад, для дисоціації оцтової кислоти:

ми можемо написати вираз константи рівноваги:

Цей вислів носить назву константи дисоціації. У загальному вигляді для дисоціації електроліту:

константа дисоціації Кдісс визначається виразом

де [K +] - концентрація катіонів,

[A -] - концентрація аніонів,

[Kn Am] - концентрація недіссоціірованних молекул.

Встановлено, що константа дисоціації для слабких електролітів не змінюється зі зміною концентрації розчину і є постійною величиною при постійній температурі.