Аналитическая химия
Методическое пособие - Химия
Другие методички по предмету Химия
м тепла, например, горение магния: Мg + О2 = МgО; - 602,5 кДж/моль.
Обратимые реакции не идут до конца и заканчиваются установлением химического равновесия, которое можно определить как такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой, т. е. прямая и обратная реакции не прекращаются и находятся в состоянии динамического равновесия. Видимых изменений реакции не происходит, концентрации веществ остаются постоянными и равновесными. Однако закон действующих масс и понятие о химическом равновесии применимы только к неэлектролитам и слабым электролитам в разбавленных водных (или неводных) растворах. Слабые электролиты в концентрированных водных растворах и все сильные электролиты (кислоты, щелочи, соли) не вполне подчиняются закону действующих масс. В приведенной выше формулировке закон действующих масс справедлив только для идеальных систем и идеальных растворов. Строго говоря, идеальных растворов не существует. Коллигативные свойства растворов.
Электролитическая диссоциация.
Цель работы - ознакомление с электрохимическим методом определения степени диссоциации электролитов, основанном на свойстве их водных растворов проводить электрический ток. Изучение зависимости степени диссоциации слабого электролита от концентрации раствора.
Электролитами называют вещества, диссоциирующие в воде других полярных жидкостях или расплавах на ионы. Растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток. Распад молекул вещества на ионы называют электролитической диссоциацией. Перенос тока в растворах и расплавах электролитов осуществляется ионами, поэтому их в отличие от электронных проводников называют ионными проводниками или проводниками второго рода. К электролитам относят соли, кислоты, основания.
Для количественной характеристики электролитической диссоциации вводится понятие степени диссоциации а:
а = с/с0,
где с - концентрация продиссоциировавших молекул, моль/л; со- исходная концентрация раствора, моль/л.
Все электролиты делят на сильные и слабые. К сильным относятся те, степень диссоциации которых равна единице, т.е. с = со. Электролитическая диссоциация сильных электролитов протекает необратимо:
HNO3> Н++ NO3-
NaCl> Na++С1-
К сильным электролитам относятся практически все соли, гидроксиды щелочных и щелочно-земельных метгллов и некоторые кислоты (например, НС1, HNO3 и H2SO4).
Степень диссоциации слабых электролитов меньше единицы (с < со). Их диссоциация протекает обратимо:
СН3СООН - СНзСОО?+ Н+;Н2СО3 - Н+ + НСОз?
Константу равновесия электролитической диссоциации слабого электролита называют константой диссоциация. Например, при 298 К
с -с +
Кд СН3СООН==1,8*10-5
c + c -
Кд Н2СО3== 4,4.10-7
Сравнивая значения К д СН3СООН и К д Н2СО3', можно сказать, что у угольной кислоты способность к диссоциации на ионы меньше, чем у уксусной.
Степень (а) и константа диссоциации (Kд) слабого электролита связаны зависимостью (закон Оствальда):
Кд = а2 со =_а2____=,
(1-a) (1-a)V'
где V = 1/со- разведение раствора, л/моль.
В растворах электролитов осуществляются межионные взаимодействия, обусловленные силами притяжения и отталкивания. Наиболее заметны межионные взаимодействия в растворах сильных электролитов.
Для количественной характеристики межишных взаимодействий используется ионная сила раствора I (полусумма произведений концентраций всех ионов, присутствующих в растворе, на квадрат их заряда):
I= 1/2?сi zi2
Зная ионную силу раствора I, можно найти коэффициент ?, позволяющий определить некоторую величину а (активность), формально заменяющую концентрацию с:
a i = ?iсi и ?, - коэффициент активности иона, который является функцией ионной силы раствора I и заряда иона zi.
Количественной характеристикой способности растворов электролитов проводить электрический ток является электрическая проводимость. Различают удельную и молярную ? электрическую проводимость.
Удельная электрическая проводимость раствора (См м -1) -величина, обратная удельному электрическому сопротивлению:
= 1/р (1)
Молярная электрическая проводимость раствора ? (См 2 *моль-1) - это электрическая проводимость такого объема раствора, в котором содержится один моль растворенного вещества:
? =_1000
со(2)
? возрастает с уменьшением с0 (или с увеличением V), достигая некоторого предельного значения.
Проводниками электрического тока в растворах электролитов являются ионы, поэтому электрическая проводимость тем выше, чем больше ионов в растворе. Известно, что концентрация ионов в растворах слабых электролитов тем больше, чем больше степень диссоциации электролита а. Установлено, что между электрической проводимостью и степенью диссоциации существует взаимосвязь, вторая выражается формулой
а= ?/ ?
где ?- табличная величина (табулируются значения ?„ при 291 или 298 К).
Итак, чтобы вычислить степень диссоциации электролита (а) в растворе заданной концентрации при данной температуре, необходимо знать молярную электрическую проводимость (?) этого раствора при той же температуре. Молярную электрическую проводимостъ рассчитывают по уравнению (2). Удельная электрическая проводимость раствора электролита, являясь величиной, обратной удельному сопротивлению раствора (р), может быть вычислена