Disociere electrolitica - rezolvarea problemelor de control

în funcție de curentul care trece prin mecanismul de conductoare distinge conductorii de primul și al doilea tip. Conductorul de primul tip, având conductivitate electronică, includ metale, oxizi, sulfuri, cărbune. Guides doilea tip - o substanță care descompune în anumite condiții, în ioni: posedă conductivitate ionică. Substanțe, soluții sau topituri care conduc electricitatea sunt denumite electroliti. Substanțe, soluții sau topituri care nu conduce curentul electric, numit non-electroliți; Prin electroliți includ acizi, baze și aproape toate sărurile la nonelectrolyte - majoritatea compușilor organici. Soluția sau topi electroliții disociază în ioni. Electrolit se descompune în ioni când se dizolvă în apă, au numit disociere electrolitica. Disocierea în soluție curge sub influența moleculelor de solvent polare. Topiturile de disociere se produce datorită substanței de încălzire. Teoria disociație electrolitică a fost proiectat de celebrul chimist suedez S. Arrhenius (1887). Principiile de bază ale teoriei moderne de disociere electrolitica: | T] Atunci când se dizolvă în apă, electroliți rupere (disociate) în particule pozitive și negative (ioni), care sunt în soluție în mișcarea haotică. [2), sub acțiunea unui curent electric direct este înlocuită cu mișcarea aleatorie a ionilor dirijate: ionii încărcați pozitiv (cationi) migrează spre catod și încărcate negativ (anioni) - la anod. (V | disociere electrolitica - un proces reversibil Odată cu colaps spontane a electroliți (disociere) proces are loc molecula de compus ionic - asocierea este deci un semn de reversibilitate (= *) este pus în scris ecuația reacției de disociere: CH3COOH sn3sosg + n + Arrhenius ..?. El a fost un susținător al teoriei „fizice“, a soluțiilor și nu iau în considerare interacțiunea solutului cu solventul, astfel încât teoria Arrhenius nu a putut explica motivul pentru disocierea electroliți. ideilor moderne despre cauzele și Mecha e format pe baza soluțiilor teoriei chimice D. I. Mendeleeva și dezvoltat în Refs I. A. Kablukova și V. A. Kistyakovskogo disociere electrolitică în soluție se datorează complexe interacțiunile fizice și chimice cu solut molecule de solvent (electrolit). când aceasta este natura esențială a bonding chimice și structura moleculelor de solvent și solut. Una dintre caracteristicile calitative pentru caracteristicile de intrare ale disocierii electrolitice, un grad de disociere (a) Thoraya definit ca raportul dintre molecule disociate la numărul total de molecule de solut. De obicei, este exprimat ca o zecimală sau procent. Gradul de disociere depinde de natura și concentrația electrolitului, temperatura și natura solventului. Subliniem că teoria disocierea electrolitică se aplică numai soluții de electroliți slabe care, datorită concentrației scăzute de ioni forțează interacțiunile electrostatice dintre ele sunt mici. Din acest motiv, cele mai multe dintre proprietățile fizice ale electroliți slabi depinde numai de numărul de particule în soluție. electroliți puternici si disociază complet in ioni, ceea ce le face o concentrare semnificativă în soluție. Mai mult, distribuția ionilor în soluție nu este atât de liber și independent unul de altul, ca și în soluții de electroliți slabi. Fiecare ion este înconjurat ca în cazul în care o atmosferă de ioni încărcați opus, care inhiba deplasarea ionilor la electrodul, la aplicarea potențialului. În consecință, conductivitatea soluțiilor de electroliți puternici la o anumită concentrație, deoarece corespunde unui număr mai mic de ioni decât ar fi avut în soluție la disociere deplină. Cu toate acestea, această reducere aparentă a numărului de ioni din cauza condițiilor unui compus din molecula (în soluție nu este prezent), și scăderea vitezei ionilor datorită efectului electrostatic reciproc unul pe celălalt. Prin urmare, gradul de disociere, care, pentru electroliți puternici trebuie să fie întotdeauna egală cu unu, este mai mică decât una și se numește gradul aparent de disociere - ai ^ x „proces de disociere a electroliților slabi in ioni este reversibil. In termeni generali, acesta poate fi reprezentat după cum urmează: SV ^ K + A „Folosind legea acțiunii de masă, introducem o altă caracteristică a disociere electrolitica, care, în contrast cu gradul de disociere, nu depinde de concentrația electrolitului :. În cazul în care KD - constanta de disociere - valoarea în funcție de natura electrolitului și temperatura. pentru puternica valoare electroliți KD », iar acest termen nu este utilizat pentru a caracteriza procesul de disociere. disocierea mulți electroliți are loc secvențial treptele. Astfel, disocierea Sers acidul odorodnoy la prima etapă se afișează următoarea înregistrare: H2S t ± H + + HS“. Valoarea KD constanta de disociere este: t, HgS [H + HHS-] La o 1 °> "[H2S] • pentru HS a doua etapă de disociere" <± Н+ + S2" значение константы диссоциации KD равно: n2s [H+][S2

] K D [HS-] Pentru a finaliza H9S disociere = 7 * 2H + + S2 „n, s KDR disociere valoare constantă egală cu produsul dintre constantele de disociere ale primei și a doua etapă: KH2S V ^ I® VD Soacra Da ceteris paribus .. .. KDj >> KD •• »în timp ce dezlipire de protoni din moleculele neutre este întotdeauna mai ușoară decât ioni negativi de disociere proces important este disocierea apei :. ± m H20 + H + OH“. Constanta pentru procesul de la 25 ° C este: H3O [H +] [OH

] K ° „[H20] Deoarece concentrația apei de molecule nedisociate poate fi luat egal cu numărul total de moli de apă până la 1 litru, adică [H20] = 1000-1018 - .. 55,56 mol, sau [H +] [OH“ ] - = 10

14. Prin urmare, produsul concentrației de H + și OH „la o temperatură constantă dată. Acest produs se numește produsul ionic al apei (Kj ^ q) Deoarece concentrația în apă a ionilor de hidrogen hidratate și ioni de hidroxid sunt egale, [H +] = [OH“] - = 10

7 mol / l. Soluția cu concentrații egale de ioni numite neutre; soluție, în care [H +]> [OH

] - acru; soluție, în care [H +] <[ОН"] — щелочным (основным). На практике использование концентрации ионов водорода для характеристики кислотности среды неудобно. Обычно для этой цели применяют величину отрицательного десятичного логарифма концентрации водородных ионов, которую называют водородным показателем рН («пэ аш»): pH--lg[H+]. Тогда для нейтральной среды рН = -lglO"7 = 7, для кислых растворов рН <7, для щелочных рН> 7. Exemplul 1 pentru a determina concentrația de ioni de hidrogen și ioni de hidroxid este de 5 • 10

4 M soluție de acid clorhidric. Având în vedere: A se vedea (CI1) "5 • 10" 4 M Găsiți: [H +] [OH „]. Soluție: Deoarece HK1 - puternic electrolit, sau [H +] este egală cu concentrația molară a acidului, adică, CH +. = 5 • 10

4 mol / L, Yu "Octombrie 14" 14 [0H „] = WT

5> U-4 „M0L 2 '10 / L-A: [H +] = 5 • 10

4 mol / l; [OH "] = 2 • 10" n mol / l. Exemplul 2. Se determină pH-ul unei soluții 0,01 M KOH. Dată: Găsiți: pH (soluție) Soluție: KOH - electrolit puternic, și, prin urmare, [OH

] Este egală cu concentrația de alcalii, m. F. [OH "] = 10" 2 mol / l. 1 (G14 kg1 mol / L „pH --LG [Hf] = -lglO„12 = 12 A: pH = 12.