Megoldások az erős elektrolitok
Az erős elektrolitok közé tartoznak az ilyen savak. így például, a H2 SO4. HNO3. HCI és mtsai. Hidrogén-halogenidek (kivéve a HF), HMnO4. H2 Cr2 O7. HClO3. HCIO4; bázis - alkáli- és alkáliföldfémek, például nátrium-hidroxidot, RbOH, Ba (OH) 2. és gyakorlatilag az összes sót.
Az elmélet szerint az erős elektrolitok, Debye - Hückel (. 1923), és a Onsager (1927), a molekulák erős elektrolitok teljesen disszociál ionokra vizes oldatokban. Az igazi disszociációfok független oldat koncentrációja.
KOH + aq → K + aq + OH - vizes - erős bázis (alkálifém);
A tulajdonságai oldatok erős elektrolitok erősen függ a kölcsönhatás mértéke az oldat komponensek egymással és a poláris oldószer-molekulákat.
Az egyszerűség kedvéért a számítások kapcsolódó komplex folyamatok számos kölcsönhatásainak ionok oldatok erős elektrolitok, és P.Debaem E.Hyukkelem fogalma ionos atmoszférában került bevezetésre. Egyes ionok olyan oldatban van körülvéve ionok ellenkező előjelű, és a vízmolekulák. A kompozíció a ionos légkör folyamatosan változik eredményeként a termikus mozgás, így ez a fogalom - Statisztika.
A tulajdonságait a valódi megoldások erős elektrolitok jelentős befolyás közötti elektrosztatikus kölcsönhatás az ionok. A fiók minden zajlik a rendszerben a kölcsönhatások nem használható koncentrációban C, és a „hatásos koncentráció” vagy a tevékenység -. és a „látszólagos disszociációs mértéke”, amely szerepet tölt be az aktivitási együttható. Ezek a paraméterek közé tartozik a koncentráció arány (11).
aktivitási együttható függ a koncentráció az összes jelenlévő ionok az oldatban. Minél alacsonyabb a koncentráció a megoldás, ionos kölcsönhatás gyengébb, mint ez, a közelebb van az egyik a G érték.
Igen híg oldatban, akkor feltételezhetjük, hogy
Tömény oldatok figyelembe kell venni az aktivitási együttható.
Ez a következőképpen határozható meg kísérletileg, vagy számítják ionerősségének a szabály. miáltal a tevékenység együtthatóit ionok azonos jel a megoldások az azonos ionerősség J egyenlő nagyságú.
Ionnayasilarastvora definiáljuk fele az értékek összege az koncentrációit ionok a négyzet a költségeit:
ahol Ci - moláris koncentrációja az i-edik eleme az oldatot;
Zi - felelős a ion i-edik eleme az oldatot.
Elmélet erős elektrolitok vezet a következő összefüggés közötti átlagos aktivitását együtthatók elektrolit ionok és az ionerősség az oldat:
ahol Z +, Z- - díjak a kationok és anionok; J - ionerősségét az oldat; A - együttható, amely függ a dielektromos állandó és a hőmérsékletet.
A vizes oldatok 25 0 C-on
Például, a 0,001 M salétromsav oldatot ionerősségű
Ennek megfelelően, az aktivitási együtthatónak az ionok H + jelentése:
Az együtthatók az ionok H + és NO3 - - ebben az esetben egyenlő.
G aktivitását együtthatóit ionok függően az ionerősséget vagy koncentrációt az oldat bemutatott referencia irodalomban.
Táblázat. A 9. ábra közelítő értékek a fő típusai ionok vizes oldatok különböző ionerősségű J.
Közelítő értékeit a tevékenység együtthatók
ionokat vizes oldatban függően ionerősség 25 0 C-on
Célkitűzés 2.1. Számítsuk ki a ionerősségét oldatot tartalmazó 0,01 mól / l VaCl2 és 0,02 mol / l NaOH-dal. Határozzuk aktivitást Ba 2+ ionok. Cl -. Na 2+ és OH - az oldatban.
Az oldat tartalmaz két erős elektrolitot teljesen disszociál ionokra szerint a következő disszociációs egyenletek:
VaCl2 → Ba 2+ + 2 Cl -
Szerint disszociációs egyenletek ion koncentrációja lesz:
Ba 2+ - 0,01 mol / l; Cl - - 2-szer nagyobb, azaz a 0,02 mol / l; Na + - 0,02 mol / l; OH - - 0,02 mol / l.
A ionerőssége a megoldás:
J = 0,5 Σ Zi Ci 2 = 0,5 (0,01 # 8729; 2 2 + 0,02 # 8729; 1 2 + 0,02 # 8729; 1 2 + 0,02 # 8729, 1 2) = 0,05.
Az aktivitás együtthatókat a ionerősség J = 0,05 megtalálják a szabály táblázatban ionerősség. 4:
Ismerve a koncentrációja és aktivitása együtthatók ionok, előre tevékenységük az oldatban:
Gyenge elektrolitok közé:
- Sok bázis, például, NH4OH, Mg (OH) 2. Be (OH) 2. Al (OH) 3. beleértve hidroxidokat átmeneti fémek és a d-f-fémek - Fe (OH) 3. Cu (OH) 2. La (OH) 3, stb.;
- gidroaniony vagy sav anionok, például HCrO4 -; H2 PO4 -;
- bázikus kationok, mint például a (CuOH) +. (FeOH) 2+; Ti (OH) 2 +;
- komplex részecskék (ionok és molekulák).
Gyenge elektrolitok oldatban tolkochastichno disszociál ionokra, így tartalmaz hidratált, mint oldott molekulák és ionok hidratált, közötti arány által meghatározott disszociációs mértéke. Disszociációja gyenge elektrolitok - reverzibilis folyamat, és függ a tömeghatás törvénye.
Mennyiségileg a disszociációs gyenge bináris elektrolit:
KtAn # 8644; Kt + + An -
amelyet egy konstans egyensúlyt a folyamat, az említett elektrolit disszociációs állandó (Kdis.). A törvény szerint a tömeghatás:
ahol - az egyensúlyi koncentrációk, illetve kationok és anionok gyenge elektrolit molekulák.
Szerint disszociációs egyenlet, egyensúlyi koncentrációja kationok és anionok = C, és a koncentrációt az elektrolit molekulák maradó nem disszociált állapotban egyenlő:
= C - # 8729; C = C # 8729; (1-). (20)
Behelyettesítve az értékeket az egyensúlyi koncentrációk (20) egyenletbe (19), kapjuk:
(21) egyenlet így keletkezett, Ostwald és hívták Ostwald törvény. ha <<1, то уравнение упрощается:
Kdis - termodinamikai jellemző a gyenge elektrolit, csak attól függ, hogy milyen jellegű az elektrolit, az oldószer jellegétől, és a hőmérséklet az elektrolit, de független a oldat koncentrációja. Leírja a képessége gyenge elektrolitok disszociál ionokra: minél nagyobb az érték Kdis. A több teljesen disszociált elektrolit. Kdis értékeket sok elektrolit felsorolt könyvtárakban.
Táblázat. A 10. és 11. ábra az értékeket Kdis. Néhány gyenge elektrolitok.
Acid disszociációs állandó 298 K
Bináris elektrolit disszociációs állandó kapcsolatos disszociációs mértéke arányban, ismert, mint a törvény a hígítás:
ahol V = 1 / C - hígítás. vagy hígítást az oldat.
Ez az egyenlet kapcsolatot fejezi ki a disszociációs mértéke az oldat koncentrációja. Ebből az következik, hogy a disszociációs mértéke csökken a növekvő elektrolit koncentráció és növeli a hígítás és csak akkor érvényes, híg gyenge elektrolitok.
Az elvének megfelelően a Le Chatelier bevezetése az oldatba Valamely gyenge elektrolit ionok hasonló csökkenti disszociációfok. Ha a koncentráció egy gyenge elektrolit ion disszociációs fokozott. A disszociációs mértéke, és a disszociációs konstans növekszik, ha melegítjük.
Kdis mennyiség szolgál kritérium a szétválasztása elektrolitok az erősségek és hiányosságok:
erős elektrolitok Kdis ³ 10 -2;
A gyenge elektrolitok Kdis <10 -2 .
Ha egy gyenge elektrolit molekula áll, több mint két ion, az elektrolit disszociál szakaszosan, és mindegyik szakasz jellemzi a disszociációs konstans, például:
Az elektrolitok közti olyan, amelyek erős a disszociációs az első szakasz (Kdis.I> 10 -2), de a későbbi disszociációs fázisaiból megmutatkoznak a gyenge (Kdis. <10 -2 ), например:
Példák a gyenge elektrolitok disszociációs
Disszociációja gyenge elektrolitok leírni rendszerek segítségével lépésenként egyensúlyt. Az alábbiakban a disszociációs reakciót híg oldatok gyenge savak és bázisok.
Példa 2.4. Egy elektrolitos disszociáció gyenge elektrolitok - savak.