Сильные и слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
Примерные вопросы для подготовки к семестровому контролю.
1. Изучите следующие понятия, определения и сведения:
Степень окисления - условный заряд атома в соединении, при условии, что все связи в этом соединении ионные. (На примере, Na2SO4, СН3СООН, HNO3)
Окислитель - вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие к себе во время химической реакции электроны, акцептор электронов. (Дихромат калия, перманганат калия, железо +3 с цинком, (пер)хлорат калия и др.)
Восстановитель - вещество, в состав которого входят атомы, отдающие во время химической реакции электроны, донор электронов. (хлороводород, чистый натрий, гидразин/аммиак и др.)
Окислительно-восстановительная двойственность - это способность атома, находящегося в промежуточной степени окисления, быть как восстановителем, так и окислителем, в зависимости от того, с каким веществом он реагирует. (перекись, оксид марганца 4)
Стандартный окислительно-восстановительный потенциал - мера индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии: при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа при 25 °C. Стандартный о/в потенциал находится относительно произвольно принятого за 0 В потенциала стандартного водородного электрода.
Определение направления ОВР: Ереакции = Еок - Евос > 0. ΔG= -n*F*Er
2. Чем отличаются растворы от смесей и химических соединений? Изменение ΔН, Δ G и Δ S при образовании идеальных растворов.
|
|
|
Раствор — однородная/гомогенная система, в состав которой входят молекулы (атомы, ионы) двух или более типов, причём доля частиц каждого типа может непрерывно меняться в определённых пределах.
Механическая смесь — гетерогенная физико-химическая система, в состав которой входят два или несколько химических соединений. От механической смеси раствор отличается однородностью, от химического соединения — непостоянством состава.
Тепловой эффект при образовании идеального раствора равен нулю (т.к. отсутствуют связи между растворителем и растворёнными молекулами). Если раствор образуется, то это состояние более устойчиво, чем гетерогенная смесь, а значит энергия Гиббса уменьшается. => Растворение происходит с увеличением энтропии.
Реальные растворы. Причины отклонения их свойств от идеальности. Диссоциация и ассоциация. Сольватация и гидратация.
Реальный раствор — гомогенная смесь двух или более компонентов, образование которой сопровождается тепловым эффектом (выделением или поглощением тепла) и изменением объема. Это объясняется (в отличие от идеального раствора) различной Ван-дер-Ваальсовой энергией межмолекулярного взаимодействия между однородными и разнородными молекулами.
|
|
|
Диссоциация - разделение молекулярных комплексов на два или больше молекулярных элементов (примерами являются гетеролиз, гомолиз и разделение пары ионов на свободные ионы - Электролитическая диссоциация — это процесс распада молекул на ионы при его растворении или плавлении.
(H2O) NaCl = Na(+) + Cl(-) - электролитическая диссоциация
(NH3) NaNH2 = Na(+) + NH2(-)
Ассоциация — объединение простых молекул или ионов в более сложные, не вызывающее изменения химической природы вещества. Различают ассоциацию ионов и ассоциацию молекул. Образование ионных ассоциатов основано на проявлении электростатических сил. Ассоциация молекул обусловливается действием межмолекулярных сил.
Сольватация — электростатическое взаимодействие между частицами растворённого вещества и растворителя. Сольватация в водных растворах называется гидратацией. Образующиеся в результате сольватации молекулярные агрегаты называются сольватами (в случае воды — гидратами). В отличие от сольволиза, объединение однородных частиц в растворе называют ассоциацией.
4. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Экспериментальные факты, подтверждающие теорию Аррениуса и кажущееся противоречие теории Аррениуса законам физики.
|
|
|
Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом.
Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Противоречие: казалось бы, свободные ионы должны взаимодействовать и рано или поздно вновь объединиться в нейтральные молекулы. Однако позже применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.
Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, то есть долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс. Закон действующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии.
|
|
|
Сильные и слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
Сильные электролиты — это вещества, которые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.
К сильным электролитам относятся:
1. Многие неорганические кислоты, такие как: H2SO4, HNO3, HClO3, HMnO4, HClO4, HBr, HCl, HI.
2. Основания щелочноземельных (Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2) и щелочных (KOH, NaOH, LiOH) металлов.
3. Растворимые соли.
Слабые электролиты — это такие вещества, которые практически не диссоциируют на ионы.
К слабым электролитам относятся:
1. Вода и практически все органические кислоты.
2. Некоторые неорганические кислоты: H3PO4, H2SiO3, H2S, H3PO4, HNO2, H2CO3.
3. Нерастворимые гидроксиды металлов: Zn(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2.
Константа диссоциации ( Kд ) – отношение произведения равновесных активностей (концентраций) ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к активности (концентрации) недиссоциированных молекул.
Константа электролитической диссоциации (Kд) характеризует равновесие системы электролитического раствора - это более общая количественная характеристика (по сравнению со степенью диссоциации) силы электролитов. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее диссоциирует электролит, т.е. он легче распадается на ионы, которых в растворе становится много, и электролит становится сильным.
Степень диссоциации (α) - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворённых молекул (N). Степень диссоциации электролита определяется опытным путём и выражается в долях единицы или в процентах.
Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации электролита, температуры.
Закон Оствальда: Кдис = С*α^2 / (1-α) из уравнения => α = КОРЕНЬ(Кдис/С) (для слабых электролитов). С увеличением разведения (уменьшением концентрации электролита) степень диссоциации электролита возрастает.
Дата добавления: 2021-05-18; просмотров: 541; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!