Электроды первого рода.

Термодинамическая константа диссоциации и степень диссоциации электролита в растворе, зависимость этих характеристик от различных факторов. Изменятся ли (и если да, то как) названные величины для уксусной кислоты в водном растворе, если в раствор добавить ацетат натрия CH3COONa? Приведите обоснование ответа.

Константа равновесия диссоциации слабого электролита называется константой диссоциации (К). Величина К зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры. Термодинамическая константа диссоциации, выраженная через активность ионов и молекул, не зависит от концентрации.

Степень диссоциации- отношение числа продиссоциировавших молекул электролита в растворе к общему числу его молекул
α = (N_д/N)·100%

От чего зависит величина степени диссоциации:

· от природы растворителя - степень диссоциации тем выше, чем выше полярность растворителя;

· от температуры - степень диссоциации тем выше, чем выше температура;

· от концентрации - степень диссоциации тем выше, чем ниже концентрация растворенного вещества (более разбавленный раствор);

· от природы электролита - степень диссоциации тем выше, чем полярней связи в молекулах, по которым происходит диссоциация.

слабые электролиты (α<3%): в водных растворах диссоциируют не полностью, при этом процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым:

 

Как изменится степень диссоциации уксусной кислоты, если в её раствор добавить ацетат натрия? Почему?

Решение. Если к раствору уксусной кислоты добавить ацетат натрия, практически нацело диссоциирующий по уравнению:

CH₃COONa = Na⁺ + CH₃COO^-,

то концентрация ацетат-иона в растворе возрастет. Согласно принципу Ле Шателье, увеличение концентрации ионов CH₃COO^- будет сопровождаться уменьшением концентрации ионов водорода, т.е. смещением равновесия в сторону процесса ассоциации:

CH₃COOН Н⁺ + CH₃COO^-.

Таким образом, одноименные ионы подавляют ионизацию слабых электролитов.

 

Константа диссоциации и степень диссоциации слабого электролита в растворе. Изменятся ли (и если да, то как) термодинамическая константа диссоциации и степень диссоциации бензойной кислоты C6H5COOH в водном растворе, если в раствор ввести сильную кислоту? Дайте обоснованный ответ.

Чем больше константа диссоциации, тем сильнее диссоциирует электролит, т.е., он легче распадается на ионы, которых в растворе становится много, и электролит становится сильным.

В растворе слабого электролита устанавливается равновесие, когда скорость диссоциации в растворе равна скорости ассоциации

KA ↔ K⁺ + A^-

K _д = ([K⁺][A^-])/[KA]

· [K⁺] - молярная равновесная концентрация катионов;

· [A^-] - молярная равновесная концентрация анионов;

· [KA] - молярная равновесная концентрация недиссоциированных молекула электролита.

В отличие от степени диссоциации константа диссоциации (для слабого электролита) не зависит от концентрации раствора.

Степень диссоциации и константа диссоциации связаны соотношением (c - молярная концентрация электролита):

K_д = (α²·c)/(1-α)

Для слабых электролитов константа диссоциации мала, поэтому, ею можно пренебречь:

K_д = α²·c

α = √(K_д/c)

Для сильных электролитов константа диссоциации является переменной величиной, зависящей от концентрации раствора.

Константа и степень диссоциации слабой кислоты в присутствие сильной увеличивается, т.к. увеличивается количество ионов водорода.

К_д=[Н⁺][А^-]/[НА] Н⁺> => K_д>

 

Вывод и анализ выражения закона разведения Оствальда для электролита валентного типа «1-1». Влияние концентрации и температуры на константу диссоциации и степень диссоциации слабых электролитов.

CH3COOH -><- CH3COO^-+H⁺ (С пропорциональна активности, т.к. электролит слабый)

С`(продиссациировало)=α*С;

C``(осталось)=С(1-α)

K_d =С²α²/С(1-α) – C сокращаются

K_d =С^*α²/(1-α) – закон разведения Оствальда

 

Сформулируйте основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса. Константа диссоциации, степень диссоциации. Назовите основные причины, вызывающие диссоциацию растворенных веществ на ионы в растворе. От каких факторов зависит степень диссоциации?

Вопросы про Кд и α выше

Сильные и слабые электролиты. Количественные характеристики диссоциации: степень диссоциации, константа диссоциации, их зависимость от концентрации, температуры, природы растворителя.

Электролиты — вещества, расплавы или растворы которых могут проводить электрический ток.

Сильные электролиты — это вещества, которые при растворении в воде почти полностью диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации ставят знак равенства (=) для сильных электролитов.

Слабые электролиты — это такие вещества, которые только частично диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации ставят знак обратимости (⇄) для слабых электролитов.

 

Проводники электрического тока I и II рода. Удельная, молярная и эквивалентная электрические проводимости, связь между ними. Зависимость удельной и эквивалентной электрических проводимостей от концентрации.

Проводники – вещества, проводящие электрический ток благодаря наличию в них большого количества зарядов, способных свободно перемещаться (в отличие от изоляторов). Они бывают I (первого) и II (второго) рода. Электропроводность проводников I рода не сопровождается химическими процессами, она обусловлена электронами. К проводникам I рода относятся: чистые металлы, т. е. металлы без примесей, сплавы, некоторые соли, оксиды и ряд органических веществ. На электродах, выполненных из проводников I рода, происходит процесс переноса катиона металла в раствор или из раствора на поверхность металла.

К проводникам II рода относятся электролиты. В них прохождение тока связано с химическими процессами и обусловлено движением положительных и отрицательных ионов.

Электроды первого рода.

 Серебряный электрод первого рода Ag⁺/Ag. Ему отвечает реакция Ag⁺ + e^- = Ag и электродный потенциал

EAg⁺ /Ag = Ag⁺ / Ag+b⁰lg a Ag⁺.

Электроды второго рода Схематически электрод второго рода можно представить так: А^Z–/MA, M, а протекающую в нем реакцию – МА + ze = М + А^Z–.

Количественной характеристикой способности растворов проводить электрический ток служит электрическая проводимость.

, где k =1/r – удельная электрическаяпроводимость.

 

Удельная электрическая проводимость раствора электролита– это электрическая проводимость объема раствора, заключенного между двумя параллельными электродами, имеющими площадь по одному квадратному метру и расположенными на расстоянии одного метра друг от друга.

Удельная электрическая проводимость является величиной, обратной дельному сопротивлению r:

Удельное сопротивление определяется по уравнению

 где R — общее сопротивление проводника, Ом; l – длина проводника, м; s – поперечное сечение проводника, м². Из уравнения имеем

Удельная электрическая проводимость выражают в Ом^–1м^–1 (основная единица), или См*м^–1 (1 Ом^–1 = 1 См – Сименс). Зависит от многих факторов: природы электролита, его концентрации и температуры.

Повышение температуры на 1К увеличивает удельную электрическую проводимость примерно на 2–2,5 %. Это объясняется понижением вязкости раствора и уменьшением гидратации ионов, а для растворов слабых электролитов увеличением их степени диссоциации.

Удельная электрическая проводимость максимальна у растворов сильных кислот, несколько меньше у растворов сильных оснований, что объясняется полной диссоциацией этих электролитов. При снижении концентрации электролита до очень малых значений (при с ® 0) электрической проводимости растворов стремится к электрической проводимости чистой воды.

При изучении электрической проводимости растворов целесообразно пользоваться молярной электрической проводимостью l.

Молярная электрическая проводимость –равна удельной электрической проводимости его раствора с концентрацией 1 моль/м³.

Удельная и молярная электрические проводимости связаны между собой соотношением:.

где с – молярная концентрация в моль/л.

 Зависимость молярной электрической проводимости от концентрации электролита

Молярная электрическая проводимость уменьшается при увеличении концентрации электролита. В растворах сильных электролитов это связано с тем, что при увеличении концентрации усиливается межионное взаимодействие и скорость движения ионов при этом уменьшается. Число ионов в разбавленных растворах при этом не изменяется, так как для определения молярной электрической проводимости всегда берется такой объем раствора, в котором находится 1 моль электролита. При значительных концентрациях возможна ионная ассоциация, приводящая к уменьшению числа токопроводящих частиц, и следовательно, к уменьшению электропроводности.

В случае слабых электролитов при возрастании концентрации уменьшается степень диссоциации, и число ионов в объеме раствора уменьшается.

. Часто указывают электрическую проводимость частицы, которая соответствует ее химическому эквиваленту, т.е. концентрация выражается в единицах нормальности. Поэтому используется также понятие эквивалентной электрической проводимостиl*: (см 25 билет)

, (17.5)

где n₊ и n_– – число катионов и анионов, образующихся при диссоциации молекулы, а z₊ и z_– – их заряды.

Вывод закона разведения Оствальда для слабого электролита, молекулы которого диссоциируют в разбавленном водном растворе на два иона. Константа электролитической диссоциации, степень диссоциации. Запишите полученное уравнение с использованием величины эквивалентной электропроводности.

CH3COOH -><- CH3COO^-+H⁺ (С пропорциональна активности, т.к. электролит слабый)

С`(продиссациировало)=α*С;

C``(осталось)=С(1-α)

K_d =С²α²/С(1-α) – C сокращаются

K_d =С^*α²/(1-α) – закон разведения Оствальда

α=

К_д=α²С / (1-α)= ( )²С/ (1- ) = Л²С/(Л_∞( Л_∞-Л)

Измерение электрической проводимости как метод исследования термодинамических свойств растворов электролитов и ионных равновесий. Определение степени диссоциации и константы диссоциации слабых электролитов в растворах.

Зависимость константы равновесия диссоциации от температуры описывается уравнением изобары Вант-Гоффа

 

Константа диссоциации слабого электролита связана со степенью диссоциации. Обозначим: С – исходная концентрация электролита, α – степень диссоциации. Тогда концентрация ионов в состоянии равновесия для бинарного электролита С_α. Концентрация недиссоциированных молекул будет: (С – С∙α) = С (1–α).

Константу диссоциации для уксусной кислоты можно представить следующим образом:

-закон разведения Оствальда.

В слабых электролитах величина α << 1. Поэтому значением α можно пренебречь и величину (1-α) принять равной 1. Тогда K=Cα², т.е. степень диссоциации слабых электролитов обратно пропорциональна квадратному корню из концентрации.

Таким образом, закон разбавления Оствальда формулируется следующим образом: степень диссоциации электролита при разбавлении раствора увеличивается.