Аналитическая химия
Методическое пособие - Химия
Другие методички по предмету Химия
ействия между молекулами растворителя и ионами электролита гидратирует. Это как бы первая стадия диссоциации, связи в кристаллической решетке ослабевают, кристаллическая решетка разрушается и в растворе находятся гидратированные ионы, окруженные гидратной оболочкой, состоящей из диполей воды - это хлористый натрий, хлористый калий, гидроксид бария. Ионные соединения диссоциируют полностью. Соединения с полярной ковалентной связью диссоциируют частично, с присутствием в растворе ионов гидроксония - Н3О и зависит от диэлектрической постоянной растворителя, чем этот показатель больше, тем лучше происходит диссоциация. Например, серная к-та диссоциирует лучше в воде. Диэлектрическая постоянная которой равна 81, у этанола -27, у бензола -2.
.Концентрация раствора электролита: при повышении конц-ии, т.е. при частом столкновении ионов, усиливается образование молекул и степень диссоциации уменьшается, при разбавлении раствора - степень диссоциации усиливается.
.Повышение температуры усиливает степень диссоциации слабых электролитов, в связи с возрастанием движения ионов.
.Влияние одноименного иона. Наличие в р-ре 2-х электролитов, имеющих общий ион, наз-ый одноименным: ацетат натрия и уксусная к-та имеют одноименный анион ацетата. Слабые к-ты в присутствии своей соли или сильной к-ты почти не распадаются на ионы. Это видно из примера: добавление ацетата натрия к раствору уксусной к-ты увеличивает конц-ию одноименных ацетат-ионов. По принципу Ле-Шателье подобное действие сдвинет реакцию влево, т.е. в сторону образования уксусной к-ты. Добавление сильной к-ты сопровождается тем же эффектом за счет накопления катионов водорода, т.о. можно полностью подавить диссоциацию уксусной к-ты, стр.19. Степень диссоциации электролитов имеет большое значение в качественном анализе. По величине степени диссоциации различных кислот можно предсказать растворение осадка в этих к-тах. Так, оксалат бария не будет растворяться при комнатной температуре в уксусной к-те, т.к. эта к-та более слабая, чем щавелевая. Соляная и азотная к-ты вытесняют щавелевую к-ту из ее соли и растворяют оксалат бария. По этой же причине растворяются в соляной к-те ВаСrО4, СаС2О4, сульфид цинка, но не растворяются в уксусной к-те. С другой стороны для получения осадков стр. 19.
Силу электролита выражают другим, более удобным способом. Вместо константы диссоциации Кд, часто используют ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком: рКд = -1g Кд. Например, для уксусной к-ты Кд (СН3 СООН)=1,76•10-5, соответственно рКд (СН3СООН)=4,76, где рКд наз-ся показателем константы диссоциации. Константа диссоциации и степень диссоциации - количественные характеристики процесса диссоциации. Между константой диссоциации и степенью диссоциации слабого электролита существует взаимосвязь. Для этого обозначим молярную концентрацию электролита, распадающегося на 2-ва иона, через с, а степень его диссоциации через ?. Тогда концентрация каждого из образующихся ионов будет равна с?, а концентрация недиссоциированных молекул с (1 - ?). Подставив эти обозначения в уравнение константы диссоциации [А+][В-]/[АВ] = К, получим с? с?/с(1-?)=К, или они объединены законом разведения Оствальда: Кд = ? 2 с/(1- ?), моль/л.
Это уравнение - математическое выражение закона разбавления Оствальда, который устанавливает зависимость между степенью диссоциации слабого электролита и его концентрацией. Величиной ? в знаменателе пренебрегают, т.к. ? ??1, поэтому ур-ие принимает следующий вид: Кд = ? 2с или ? =vКд /с Из данного ур-ия видно, что с увеличением концентрации ? уменьшается, т.к. величина Кд при данной темп-ре остается постоянной величиной; при уменьшении концентрации электролита в р-ре степень его диссоциации увеличивается. рН и рОН буферных р-ов зависят от величины константы диссоциации кислоты или основания и от соотношения концентраций компонентов, что выражается уравнениями: рН=рКа - lg С(кислота)/С(соль), или рОН=рКв - lg С (основание) /С(соль), где рКа и рКв - показатели константы диссоциации соответствующей кислоты и основания; С(кислота) - концентрация кислоты; С(основание) - концентрация основания; С(соль) - концентрация соли. Перевод одних малорастворимых электролитов в другие-стр.21.
Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами и наз-ся ионными реакциями, а уравнения этих реакций - ионными уравнениями. При составлении ионных уравнений реакций следует руководствоваться тем, что вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные записываются в молекулярной форме. Знак v, стоящий при формуле вещества, обозначает, что это вещество уходит из сферы реакции в виде осадка, знак ^ означает, что в-во удаляется из сферы реакции в виде газа. Сильные электролиты как полностью диссоциированные записывают в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.
Пример: написать уравнения реакций между растворами хлорида железа (111) и гидроксида натрия в молекулярной и ионной формах. Разобьем решение задачи на 4-е этапа. 1-ый этап - уравнение в молекулярной форме: FeCl3 +3NaOH= Fe(OH)3v+3NaCl. 2. Перепишем это уравнение, изобразив хорошо диссоциирующие вещества в виде ионов, а уходящие из сферы реакции - в виде молекул: Fe3+ +3Cl- +3Na+ +3OH- = Fe(OH)3v +3Na+ +3Cl-. Это ионное уравнение реакции. 3. Исключим из обоих частей ионного уравнения одинаковые ионы, т.е. ионы не участвующие в реакции (они подчеркнуты): Fe3+ +3Cl