Alle Stoffe können in Elektrolyte und Nichtelektrolyte unterteilt werden. Zu den Elektrolyten zählen Stoffe, deren Lösungen oder Schmelzen leitend sind elektrischer Strom(zum Beispiel wässrige Lösungen oder Schmelzen von KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3). Nicht-elektrolytische Substanzen leiten im geschmolzenen oder gelösten Zustand keinen elektrischen Strom (Zucker, Alkohol, Aceton usw.).

Elektrolyte werden in starke und schwache unterteilt. Starke Elektrolyte in Lösungen oder Schmelzen dissoziieren vollständig in Ionen. Beim Schreiben von Gleichungen chemische Reaktionen Dies wird durch einen Pfeil in eine Richtung hervorgehoben, zum Beispiel:

HCl→ H + + Cl -

Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Zu den starken Elektrolyten zählen Stoffe mit heteropolarer oder ionischer Kristallstruktur (Tabelle 1.1).

Tabelle 1.1 Starke Elektrolyte

Schwache Elektrolyte zerfallen nur teilweise in Ionen. Schmelzen oder Lösungen dieser Stoffe enthalten neben Ionen überwiegend undissoziierte Moleküle. In Lösungen schwache Elektrolyte Parallel zur Dissoziation findet der umgekehrte Prozess statt – die Assoziation, also die Verbindung von Ionen zu Molekülen. Beim Schreiben der Reaktionsgleichung wird dies durch zwei entgegengesetzt gerichtete Pfeile hervorgehoben.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

Zu den schwachen Elektrolyten zählen Substanzen vom homöopolaren Typ Kristallgitter(Tabelle 1.2).

Tabelle 1.2 Schwache Elektrolyte

Gleichgewichtszustand eines schwachen Elektrolyten in wässrige Lösung quantitativ charakterisiert durch den Grad der elektrolytischen Dissoziation und die elektrolytische Dissoziationskonstante.

Der Grad der elektrolytischen Dissoziation α ist das Verhältnis der Anzahl der in Ionen dissoziierten Moleküle zu Gesamtzahl Moleküle gelösten Elektrolyts:

Der Grad der Dissoziation zeigt an, welcher Teil davon ist Gesamtzahl Der gelöste Elektrolyt zerfällt in Ionen und hängt von der Art des Elektrolyten und des Lösungsmittels sowie von der Konzentration des Stoffes in der Lösung ab. Er hat einen dimensionslosen Wert, wird jedoch normalerweise in Prozent ausgedrückt. Bei unendlicher Verdünnung der Elektrolytlösung nähert sich der Dissoziationsgrad dem Wert Eins, was einer vollständigen, 100 %igen Dissoziation der Moleküle der gelösten Substanz in Ionen entspricht. Für Lösungen schwacher Elektrolyte α<<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.

Im Allgemeinen kann eine reversible chemische Reaktion wie folgt dargestellt werden:

A A+ B B D D D+ e E

Die Reaktionsgeschwindigkeit ist direkt proportional zum Produkt der Konzentration der reagierenden Teilchen in Potenzen ihrer stöchiometrischen Koeffizienten. Dann zur direkten Reaktion

V 1 = k 1 [A] A[B] B,

und die Geschwindigkeit der Rückreaktion

V 2 = k 2 [D] D[E] e.

Irgendwann gleichen sich die Geschwindigkeiten der Hin- und Rückreaktion an, d. h.

Dieser Zustand wird chemisches Gleichgewicht genannt. Von hier

k 1 [A] A[B] B=k 2 [D] D[E] e

Wenn wir Konstanten auf der einen und Variablen auf der anderen Seite gruppieren, erhalten wir:

Somit ist für eine reversible chemische Reaktion im Gleichgewichtszustand das Produkt der Gleichgewichtskonzentrationen der Reaktionsprodukte in Potenzen ihrer stöchiometrischen Koeffizienten, bezogen auf dasselbe Produkt für die Ausgangsstoffe, bei gegebener Temperatur und gegebenem Druck ein konstanter Wert . Numerischer Wert der chemischen Gleichgewichtskonstante ZU hängt nicht von der Konzentration der Reaktanten ab. Beispielsweise kann die Gleichgewichtskonstante für die Dissoziation salpetriger Säure gemäß dem Massenwirkungsgesetz wie folgt geschrieben werden:

HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -

.

Größe K a wird die Dissoziationskonstante einer Säure, in diesem Fall salpetriger Säure, genannt.

Die Dissoziationskonstante einer schwachen Base wird ähnlich ausgedrückt. Zum Beispiel für die Ammoniak-Dissoziationsreaktion:

NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -

.

Größe K b wird die Dissoziationskonstante einer Base, in diesem Fall Ammoniak, genannt. Je höher die Dissoziationskonstante des Elektrolyten ist, desto stärker dissoziiert der Elektrolyt und desto höher ist die Konzentration seiner Ionen in Lösung im Gleichgewicht. Es besteht ein Zusammenhang zwischen dem Dissoziationsgrad und der Dissoziationskonstante eines schwachen Elektrolyten:

Dies ist ein mathematischer Ausdruck des Ostwaldschen Verdünnungsgesetzes: Wenn ein schwacher Elektrolyt verdünnt wird, nimmt der Grad seiner Dissoziation zu ZU≤1∙ 10 -4 und MIT≥0,1 mol/l verwenden Sie einen vereinfachten Ausdruck:

ZU= α 2 ∙MIT oder α

Beispiel 1. Berechnen Sie den Dissoziationsgrad und die Konzentration von Ionen und [NH 4 +] in einer 0,1 M Ammoniumhydroxidlösung, wenn ZU NH 4 OH =1,76∙10 -5

Gegeben: NH 4 OH

ZU NH 4 OH =1,76∙10 -5

Lösung:

Da der Elektrolyt recht schwach ist ( Zu NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

oder 1,33 %

Die Ionenkonzentration in einer binären Elektrolytlösung ist gleich C∙α, da der binäre Elektrolyt ionisiert, um ein Kation und ein Anion zu bilden, dann = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (mol/l).

Antwort:α=1,33 %; = [NH 4 + ]=1,33∙10 -3 mol/l.

Starke Elektrolyttheorie

Starke Elektrolyte in Lösungen und Schmelzen zerfallen vollständig in Ionen. Experimentelle Studien zur elektrischen Leitfähigkeit von Lösungen starker Elektrolyte zeigen jedoch, dass ihr Wert im Vergleich zur elektrischen Leitfähigkeit, die bei 100 % Dissoziation liegen sollte, etwas unterschätzt wird. Diese Diskrepanz wird durch die von Debye und Hückel vorgeschlagene Theorie starker Elektrolyte erklärt. Nach dieser Theorie kommt es in Lösungen starker Elektrolyte zu einer elektrostatischen Wechselwirkung zwischen Ionen. Um jedes Ion herum bildet sich eine „Ionenatmosphäre“ aus Ionen mit entgegengesetztem Ladungszeichen, die die Bewegung der Ionen in der Lösung hemmt, wenn ein elektrischer Gleichstrom fließt. Zusätzlich zur elektrostatischen Wechselwirkung von Ionen muss in konzentrierten Lösungen die Assoziation von Ionen berücksichtigt werden. Der Einfluss interionischer Kräfte führt zu einer unvollständigen Dissoziation von Molekülen, d.h. offensichtlicher Grad der Dissoziation. Der experimentell ermittelte Wert von α ist immer etwas niedriger als der wahre α. Beispielsweise beträgt in einer 0,1 M Lösung von Na 2 SO 4 der experimentelle Wert α = 45 %. Um elektrostatische Faktoren in Lösungen starker Elektrolyte zu berücksichtigen, wird das Aktivitätskonzept verwendet (A). Die Aktivität eines Ions ist die effektive oder scheinbare Konzentration, bei der das Ion in Lösung wirkt. Aktivität und wahre Konzentration werden durch den Ausdruck verbunden:

Wo F - Aktivitätskoeffizient, der den Grad der Abweichung des Systems vom Ideal aufgrund elektrostatischer Wechselwirkungen von Ionen charakterisiert.

Die Koeffizienten der Ionenaktivität hängen vom Wert µ ab, der als Ionenstärke der Lösung bezeichnet wird. Die Ionenstärke einer Lösung ist ein Maß für die elektrostatische Wechselwirkung aller in der Lösung vorhandenen Ionen und entspricht der Hälfte der Summe der Konzentrationsprodukte (Mit) jedes der in der Lösung vorhandenen Ionen pro Quadrat seiner Ladungszahl (z):

.

In verdünnten Lösungen (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c und der Aktivitätskoeffizient beträgt 1. Dies bedeutet, dass es praktisch keine elektrostatischen Wechselwirkungen gibt. In sehr konzentrierten Lösungen (µ>1M) können die Ionenaktivitätskoeffizienten größer als eins sein. Der Zusammenhang zwischen dem Aktivitätskoeffizienten und der Ionenstärke der Lösung wird durch die Formeln ausgedrückt:

bei µ <10 -2

bei 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z 2 µ bei 0,1<µ <1

Die als Aktivität ausgedrückte Gleichgewichtskonstante wird als Thermodynamik bezeichnet. Zum Beispiel für die Reaktion

A A+ B B D D+ e E

Die thermodynamische Konstante hat die Form:

Sie hängt von der Temperatur, dem Druck und der Art des Lösungsmittels ab.

Da die Aktivität des Teilchens ist

Wo ZU C ist die Konzentrationsgleichgewichtskonstante.

Bedeutung ZU C hängt nicht nur von der Temperatur, der Art des Lösungsmittels und dem Druck ab, sondern auch von der Ionenstärke M. Da thermodynamische Konstanten von der geringsten Anzahl von Faktoren abhängen, sind sie daher die grundlegendsten Eigenschaften des Gleichgewichts. Daher sind es thermodynamische Konstanten, die in Nachschlagewerken angegeben werden. Die thermodynamischen Konstanten einiger schwacher Elektrolyte sind im Anhang dieses Handbuchs angegeben. =0,024 mol/l.

Wenn die Ladung des Ions zunimmt, nehmen der Aktivitätskoeffizient und die Aktivität des Ions ab.

Fragen zur Selbstkontrolle:

1. Was ist ein ideales System? Nennen Sie die Hauptgründe für die Abweichung eines realen Systems von einem idealen.
2. Wie nennt man den Dissoziationsgrad von Elektrolyten?
3. Nennen Sie Beispiele für starke und schwache Elektrolyte.
4. Welcher Zusammenhang besteht zwischen der Dissoziationskonstante und dem Dissoziationsgrad eines schwachen Elektrolyten? Drücken Sie es mathematisch aus.
5. Was ist Aktivität? Wie hängen die Aktivität eines Ions und seine wahre Konzentration zusammen?
6. Was ist der Aktivitätskoeffizient?
7. Wie beeinflusst die Ladung eines Ions den Aktivitätskoeffizienten?
8. Was ist die Ionenstärke einer Lösung, ihr mathematischer Ausdruck?
9. Schreiben Sie Formeln zur Berechnung der Aktivitätskoeffizienten einzelner Ionen in Abhängigkeit von der Ionenstärke der Lösung auf.
10. Formulieren Sie das Massenwirkungsgesetz und drücken Sie es mathematisch aus.
11. Was ist die thermodynamische Gleichgewichtskonstante? Welche Faktoren beeinflussen seinen Wert?
12. Was ist die Konzentrationsgleichgewichtskonstante? Welche Faktoren beeinflussen seinen Wert?
13. Wie hängen thermodynamische und Konzenzusammen?
14. Innerhalb welcher Grenzen können die Aktivitätskoeffizientenwerte variieren?
15. Was sind die Hauptprinzipien der Theorie starker Elektrolyte?

Die Theorie der elektrolytischen Dissoziation 1887 vom schwedischen Wissenschaftler S. Arrhenius vorgeschlagen.

Elektrolytische Dissoziation- Dies ist der Abbau von Elektrolytmolekülen unter Bildung von positiv geladenen (Kationen) und negativ geladenen (Anionen) Ionen in der Lösung.

Beispielsweise dissoziiert Essigsäure in einer wässrigen Lösung wie folgt:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Dissoziation ist ein reversibler Prozess. Aber verschiedene Elektrolyte dissoziieren unterschiedlich. Der Grad hängt von der Art des Elektrolyten, seiner Konzentration, der Art des Lösungsmittels und den äußeren Bedingungen (Temperatur, Druck) ab.

Dissoziationsgrad α - das Verhältnis der Anzahl der in Ionen zerfallenen Moleküle zur Gesamtzahl der Moleküle:

α=v´(x)/v(x).

Der Grad kann von 0 bis 1 variieren (von keiner Dissoziation bis zu ihrer vollständigen Vollendung). Angabe in Prozent. Experimentell ermittelt. Wenn der Elektrolyt dissoziiert, erhöht sich die Anzahl der Partikel in der Lösung. Der Dissoziationsgrad gibt Aufschluss über die Stärke des Elektrolyten.

Unterscheiden stark Und schwache Elektrolyte.

Starke Elektrolyte- das sind solche Elektrolyte, deren Dissoziationsgrad 30 % übersteigt.

Elektrolyte mittlerer Stärke- Dies sind solche, deren Dissoziationsgrad zwischen 3 und 30 % liegt.

Schwache Elektrolyte- Der Dissoziationsgrad in einer wässrigen 0,1 M Lösung beträgt weniger als 3 %.

Beispiele für schwache und starke Elektrolyte.

Starke Elektrolyte in verdünnten Lösungen zerfallen vollständig in Ionen, d.h. α = 1. Aber Experimente zeigen, dass die Dissoziation nicht gleich 1 sein kann, sie hat einen ungefähren Wert, ist aber nicht gleich 1. Dies ist keine echte Dissoziation, sondern eine scheinbare.

Lassen Sie zum Beispiel eine Verbindung entstehen α = 0,7. Diese. Nach der Theorie von Arrhenius „schwimmen“ 30 % der undissoziierten Moleküle in der Lösung. Und 70 % bildeten freie Ionen. Und die elektrostatische Theorie gibt diesem Konzept eine andere Definition: Wenn α = 0,7, dann werden alle Moleküle in Ionen dissoziiert, aber die Ionen sind nur zu 70 % frei und die restlichen 30 % sind durch elektrostatische Wechselwirkungen gebunden.

Scheinbarer Grad der Dissoziation.

Der Grad der Dissoziation hängt nicht nur von der Art des Lösungsmittels und des gelösten Stoffes ab, sondern auch von der Konzentration der Lösung und der Temperatur.

Die Dissoziationsgleichung lässt sich wie folgt darstellen:

AK ⇄ A- + K + .

Und der Grad der Dissoziation kann wie folgt ausgedrückt werden:

Mit steigender Lösungskonzentration nimmt der Grad der Elektrolytdissoziation ab. Diese. Der Gradwert für einen bestimmten Elektrolyten ist kein konstanter Wert.

Da es sich bei der Dissoziation um einen reversiblen Prozess handelt, können die Reakwie folgt geschrieben werden:

Wenn die Dissoziation im Gleichgewicht ist, dann sind die Raten gleich und als Ergebnis erhalten wir Gleichgewichtskonstante(Dissoziationskonstante):

K hängt von der Art des Lösungsmittels und der Temperatur ab, ist jedoch nicht von der Konzentration der Lösungen abhängig. Aus der Gleichung geht klar hervor, dass der Wert der Elektrolytdissoziationskonstante umso niedriger ist, je mehr undissoziierte Moleküle vorhanden sind.

Mehrbasige Säuren dissoziieren schrittweise, und jeder Schritt hat seinen eigenen Dissoziationskonstantenwert.

Wenn eine mehrbasige Säure dissoziiert, lässt sich das erste Proton am leichtesten entfernen, aber mit zunehmender Ladung des Anions nimmt die Anziehung zu, und daher ist es viel schwieriger, das Proton zu entfernen. Zum Beispiel,

Die Dissoziationskonstanten von Orthophosphorsäure sollten bei jedem Schritt stark variieren:

I - Bühne:

II - Stufe:

III - Stufe:

Orthophosphorsäure ist in der ersten Stufe eine mittelstarke Säure, in der 2. Stufe ist sie schwach, in der 3. Stufe ist sie sehr schwach.

Beispiele für Gleichgewichtskonstanten einiger Elektrolytlösungen.

Schauen wir uns ein Beispiel an:

Wenn einer Lösung, die Silberionen enthält, metallisches Kupfer zugesetzt wird, sollte im Moment des Gleichgewichts die Konzentration der Kupferionen größer sein als die Konzentration des Silbers.

Aber die Konstante hat einen niedrigen Wert:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Dies deutet darauf hin, dass zum Zeitpunkt des Erreichens des Gleichgewichts nur sehr wenig Silberchlorid gelöst war.

Die metallischen Kupfer- und Silberkonzentrationen gehen in die Gleichgewichtskonstante ein.

Ionisches Produkt von Wasser.

Die folgende Tabelle enthält die folgenden Daten:

Diese Konstante heißt ionisches Produkt von Wasser, die nur von der Temperatur abhängt. Laut Dissoziation kommt auf 1 H+-Ion ein Hydroxidion. In reinem Wasser ist die Konzentration dieser Ionen gleich: [ H + ] = [OH - ].

Von hier, [ H + ] = [OH- ] = = 10-7 mol/l.

Wenn man dem Wasser einen Fremdstoff, beispielsweise Salzsäure, hinzufügt, erhöht sich die Konzentration der Wasserstoffionen, das Ionenprodukt des Wassers ist jedoch nicht von der Konzentration abhängig.

Und wenn Sie Alkali hinzufügen, erhöht sich die Konzentration der Ionen und die Menge an Wasserstoff nimmt ab.

Konzentration und Konzentration hängen zusammen: Je größer der eine Wert, desto kleiner der andere.

Säuregehalt der Lösung (pH).

Der Säuregehalt von Lösungen wird üblicherweise durch die Ionenkonzentration ausgedrückt H+. In sauren Umgebungen pH-Wert<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH-Wert= 10 -7 mol/l, im Alkalischen - pH-Wert> 10 -7 mol/l.
Der Säuregehalt einer Lösung wird durch den negativen Logarithmus der Konzentration von Wasserstoffionen ausgedrückt pH-Wert.

pH = -lg[ H + ].

Die Beziehung zwischen der Konstante und dem Grad der Dissoziation.

Betrachten Sie ein Beispiel für die Dissoziation von Essigsäure:

Finden wir die Konstante:

Molare Konzentration C=1/V, setze es in die Gleichung ein und erhalte:

Diese Gleichungen sind W. Ostwalds Zuchtgesetz, wonach die Dissoziationskonstante des Elektrolyten nicht von der Verdünnung der Lösung abhängt.

Die Elektrolytdissoziation wird quantitativ durch den Dissoziationsgrad charakterisiert. Dissoziationsgrad a–Dies ist das Verhältnis der Anzahl der in Ionen dissoziierten Moleküle N diss.,zur Gesamtzahl der Moleküle des gelösten Elektrolyten N :

A =

A– der Anteil der Elektrolytmoleküle, die in Ionen zerfallen sind.

Der Grad der Elektrolytdissoziation hängt von vielen Faktoren ab: der Art des Elektrolyten, der Art des Lösungsmittels, der Konzentration der Lösung und der Temperatur.

Aufgrund ihrer Fähigkeit zur Dissoziation werden Elektrolyte herkömmlicherweise in starke und schwache unterteilt. Als Elektrolyte werden üblicherweise Elektrolyte bezeichnet, die nur in Form von Ionen in Lösung vorliegen stark . Als Elektrolyte werden Elektrolyte bezeichnet, die im gelösten Zustand teilweise in Form von Molekülen und teilweise in Form von Ionen vorliegen schwach .

Zu den starken Elektrolyten zählen fast alle Salze, einige Säuren: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen (siehe Anhang, Tabelle 6).

Der Prozess der Dissoziation starker Elektrolyte wird bis zum Abschluss fortgesetzt:

HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,

und Gleichheitszeichen werden in die Dissoziationsgleichungen eingesetzt.

In Bezug auf starke Elektrolyte ist der Begriff „Dissoziationsgrad“ bedingt. " Offensichtlicher Grad der Dissoziation (a jeweils) unter dem wahren (siehe Anhang, Tabelle 6). Mit zunehmender Konzentration eines starken Elektrolyten in einer Lösung nimmt die Wechselwirkung entgegengesetzt geladener Ionen zu. Wenn sie ausreichend nahe beieinander liegen, bilden sie Partner. Die darin enthaltenen Ionen werden durch Schichten polarer Wassermoleküle getrennt, die jedes Ion umgeben. Dies beeinflusst die Abnahme der elektrischen Leitfähigkeit der Lösung, d.h. Es entsteht der Effekt einer unvollständigen Dissoziation.

Um diesen Effekt zu berücksichtigen, wurde ein Aktivitätskoeffizient g eingeführt, der mit zunehmender Konzentration der Lösung abnimmt und zwischen 0 und 1 liegt. Um die Eigenschaften von Lösungen starker Elektrolyte quantitativ zu beschreiben, wird eine Größe genannt Aktivität (A).

Unter der Aktivität eines Ions versteht man seine effektive Konzentration, nach der es bei chemischen Reaktionen wirkt.

Ionenaktivität ( A) ist gleich seiner molaren Konzentration ( MIT), multipliziert mit dem Aktivitätskoeffizienten (g):

A = G MIT.

Der Einsatz von Aktivität anstelle von Konzentration ermöglicht es, die für ideale Lösungen aufgestellten Gesetze auf Lösungen anzuwenden.

Zu den schwachen Elektrolyten gehören einige Mineralsäuren (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) und die meisten organischen Säuren (CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4 usw.). , Ammoniumhydroxid NH 4 OH und alle in Wasser schwerlöslichen Basen, organische Amine.

Die Dissoziation schwacher Elektrolyte ist reversibel. In Lösungen schwacher Elektrolyte stellt sich ein Gleichgewicht zwischen Ionen und undissoziierten Molekülen ein. In den entsprechenden Dissoziationsgleichungen wird das Reversibilitätszeichen („“) eingesetzt. Beispielsweise lautet die Dissoziationsgleichung für schwache Essigsäure wie folgt:

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

In einer Lösung eines schwachen binären Elektrolyten ( CA) stellt sich das folgende Gleichgewicht ein, gekennzeichnet durch eine Gleichgewichtskonstante, die Dissoziationskonstante genannt wird ZU D:

KA « K + + A - ,

.

Wenn 1 Liter Lösung gelöst ist MIT Mol Elektrolyt CA und der Grad der Dissoziation ist a, was dissoziiert bedeutet aС Mol Elektrolyt und jedes Ion wurde gebildet aС Maulwürfe. Im undissoziierten Zustand bleibt ( MIT – aС) Maulwürfe CA.

KA « K + + A - .

C – aС aС aС

Dann ist die Dissoziationskonstante gleich:

(6.1)

Da die Dissoziationskonstante nicht von der Konzentration abhängt, drückt die abgeleitete Beziehung die Abhängigkeit des Dissoziationsgrades eines schwachen binären Elektrolyten von seiner Konzentration aus. Aus Gleichung (6.1) geht hervor, dass eine Verringerung der Konzentration eines schwachen Elektrolyten in einer Lösung zu einer Erhöhung des Dissoziationsgrads führt. Gleichung (6.1) drückt aus Ostwalds Verdünnungsgesetz .

Für sehr schwache Elektrolyte (ca A<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

ZU D ein 2 C, oder A" (6.2)

Die Dissoziationskonstante für jeden Elektrolyten ist bei einer bestimmten Temperatur konstant, sie hängt nicht von der Konzentration der Lösung ab und charakterisiert die Fähigkeit des Elektrolyten, in Ionen zu zerfallen. Je höher der Kd-Wert, desto stärker dissoziiert der Elektrolyt in Ionen. Die Dissoziationskonstanten schwacher Elektrolyte sind tabellarisch aufgeführt (siehe Anhang, Tabelle 3).

Es gibt ungefähr 1 solcher Elektrolyte.

Zu den starken Elektrolyten zählen viele anorganische Salze, einige anorganische Säuren und Basen in wässrigen Lösungen sowie in Lösungsmitteln mit hoher Dissoziationsfähigkeit (Alkohole, Amide usw.).

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ELEKTROLYTISCHE DISSOZIATION- ELEKTROLYTISCHE DISSOZIATION, die Aufspaltung von Elektrolyten in einer Lösung in elektrisch geladene Ionen. Coef. van't Goffa. Van't Hoff (van t Noy) zeigte, dass der osmotische Druck einer Lösung gleich dem Druck ist, der durch die gelöste Lösung erzeugt würde... ... Große medizinische Enzyklopädie

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Starke und schwache Elektrolyte

Säuren, Basen und Salze in wässrigen Lösungen dissoziieren – zerfallen in Ionen. Dieser Prozess kann reversibel oder irreversibel sein.

Bei der irreversiblen Dissoziation in Lösungen zerfällt die Substanz vollständig oder nahezu vollständig in Ionen. Dies ist typisch für starke Elektrolyte (Abb. 10.1, a, S. 56). Zu den starken Elektrolyten zählen einige Säuren sowie alle wasserlöslichen Salze und Basen (Hydroxide der Alkali- und Erdalkalielemente) (Schema 5, S. 56).

Reis. 10.1. Vergleich der Ionenzahl in Lösungen mit der gleichen Ausgangselektrolytmenge: a - Chloridsäure (starker Elektrolyt); b - Nitritsäure

(schwacher Elektrolyt)

Schema 5. Klassifizierung von Elektrolyten nach Stärke

Bei der reversiblen Dissoziation laufen zwei gegensätzliche Prozesse ab: Gleichzeitig mit dem Zerfall des Stoffes in Ionen (Dissoziation) findet der umgekehrte Prozess der Vereinigung von Ionen zu Molekülen des Stoffes (Assoziation) statt. Aus diesem Grund liegt ein Teil der gelösten Substanz in Form von Ionen und ein Teil in Form von Molekülen vor (Abb. 10.1, b). Elektrolyte,

die, wenn sie in Wasser gelöst werden, nur teilweise in Ionen zerfallen, werden als schwache Elektrolyte bezeichnet. Dazu gehören Wasser, viele Säuren sowie unlösliche Hydroxide und Salze (Schema 5).

In den Dissoziationsgleichungen schwacher Elektrolyte wird anstelle eines regulären Pfeils ein Doppelpfeil (Reversibilitätszeichen) geschrieben:

Die Stärke von Elektrolyten kann durch die Polarität der chemischen Bindung erklärt werden, die bei der Dissoziation aufgebrochen wird. Je polarer die Bindung, desto leichter wird sie unter dem Einfluss von Wassermolekülen in eine ionische Bindung umgewandelt, desto stärker ist also der Elektrolyt. Bei Salzen und Hydroxiden ist die Polarität der Bindung am größten, da zwischen den Ionen von Metallelementen, Säureresten und Hydroxidionen eine ionische Bindung besteht, daher sind alle löslichen Salze und Basen starke Elektrolyte. Bei sauerstoffhaltigen Säuren wird bei der Dissoziation die O-H-Bindung aufgebrochen, deren Polarität von der qualitativen und quantitativen Zusammensetzung des Säurerestes abhängt. Die Stärke der meisten sauerstoffhaltigen Säuren kann bestimmt werden, indem man die übliche Säureformel als E(OH) m O n schreibt. Wenn diese Formel n enthält< 2 — кислота слабая, если n >2 - stark.

Abhängigkeit der Säurestärke von der Zusammensetzung des Säurerückstandes

Grad der Dissoziation

Die Stärke von Elektrolyten wird quantitativ durch den Grad der elektrolytischen Dissoziation a charakterisiert, der den Anteil der Moleküle einer Substanz angibt, die in Lösung in Ionen zerfallen sind.

Der Dissoziationsgrad a ist gleich dem Verhältnis der Anzahl der Moleküle N bzw. der in Ionen zerfallenen Stoffmenge n zur Gesamtzahl der Moleküle N 0 bzw. der gelösten Stoffmenge n 0:

Der Dissoziationsgrad kann nicht nur in Bruchteilen einer Einheit, sondern auch in Prozent ausgedrückt werden:

Der Wert von a kann von 0 (keine Dissoziation) bis 1 oder 100 % (vollständige Dissoziation) variieren. Je besser der Elektrolyt zerfällt, desto höher ist der Dissoziationsgrad.

Basierend auf dem Grad der elektrolytischen Dissoziation werden Elektrolyte oft nicht in zwei, sondern in drei Gruppen eingeteilt: starke, schwache und mittelstarke Elektrolyte. Als starke Elektrolyte gelten solche, deren Dissoziationsgrad mehr als 30 % beträgt, als schwache Elektrolyte solche mit einem Dissoziationsgrad von weniger als 3 %. Elektrolyte mit Zwischenwerten von a – von 3 % bis 30 % – werden als mittelstarke Elektrolyte bezeichnet. Nach dieser Klassifizierung kommen folgende Säuren in Betracht: HF, HNO 2, H 3 PO 4, H 2 SO 3 und einige andere. Die letzten beiden Säuren sind nur im ersten Dissoziationsstadium mittelstarke Elektrolyte, bei anderen handelt es sich um schwache Elektrolyte.

Der Grad der Dissoziation ist ein variabler Wert. Dies hängt nicht nur von der Art des Elektrolyten ab, sondern auch von seiner Konzentration in der Lösung. Diese Abhängigkeit wurde erstmals von Wilhelm Ostwald identifiziert und untersucht. Heute nennt man es das Ostwaldsche Verdünnungsgesetz: Wenn eine Lösung mit Wasser verdünnt wird und die Temperatur steigt, erhöht sich der Dissoziationsgrad.

Berechnung des Dissoziationsgrads

Beispiel. Fluorwasserstoff wurde in einem Liter Wasser mit einer Stoffmenge von 5 Mol gelöst. Die resultierende Lösung enthält 0,06 Mol Wasserstoffionen. Bestimmen Sie den Dissoziationsgrad der Fluorsäure (in Prozent).

Schreiben wir die Dissoziationsgleichung für Fluorsäure:

Bei der Dissoziation entsteht aus einem Säuremolekül ein Wasserstoffion. Wenn die Lösung 0,06 Mol H+-Ionen enthält, bedeutet dies, dass 0,06 Mol Fluorwasserstoffmoleküle dissoziiert sind. Daher beträgt der Dissoziationsgrad:

Hervorragender deutscher physikalischer Chemiker, Gewinner des Nobelpreises für Chemie im Jahr 1909. Er wurde in Riga geboren und studierte an der Universität Dorpat, wo er seine Lehr- und wissenschaftliche Tätigkeit aufnahm. Im Alter von 35 Jahren zog er nach Leipzig, wo er das Institut für Physik und Chemie leitete. Er studierte die Gesetze des chemischen Gleichgewichts, die Eigenschaften von Lösungen, entdeckte das nach ihm benannte Verdünnungsgesetz, entwickelte die Grundlagen der Theorie der Säure-Base-Katalyse und widmete der Geschichte der Chemie viel Zeit. Er gründete die weltweit erste Abteilung für physikalische Chemie und die erste physikalisch-chemische Zeitschrift. In seinem Privatleben hatte er seltsame Gewohnheiten: Er verspürte eine Abneigung gegen den Haarschnitt und kommunizierte mit seiner Sekretärin ausschließlich über eine Fahrradklingel.

Schlüsselidee

Die Dissoziation schwacher Elektrolyte ist ein reversibler Prozess, die Dissoziation starker Elektrolyte dagegen

irreversibel.

Kontrollfragen

116. Definieren Sie starke und schwache Elektrolyte.

117. Nennen Sie Beispiele für starke und schwache Elektrolyte.

118. Mit welchem ​​Wert wird die Stärke des Elektrolyten quantitativ charakterisiert? Ist es in irgendeiner Lösung konstant? Wie kann man den Grad der Elektrolytdissoziation erhöhen?

Aufgaben zur Beherrschung des Materials

119. Nennen Sie jeweils ein Beispiel für ein Salz, eine Säure und eine Base, die: a) ein starker Elektrolyt sind; b) ein schwacher Elektrolyt.

120. Nennen Sie ein Beispiel für eine Substanz: a) zweibasige Säure, die in der ersten Stufe ein mittelstarker Elektrolyt und in der zweiten ein schwacher Elektrolyt ist; b) zweibasische Säure, die in beiden Stufen ein schwacher Elektrolyt ist.

121. Bei manchen Säuren beträgt der Dissoziationsgrad in der ersten Stufe 100 % und in der zweiten Stufe 15 %. Was für eine Säure könnte es sein?

122. Welche Teilchen sind in einer Schwefelwasserstofflösung zahlreicher: H 2 S-Moleküle, H + -Ionen, S 2- oder HS – -Ionen?

123. Notieren Sie aus der angegebenen Stoffliste die Formeln separat: a) starke Elektrolyte; b) schwache Elektrolyte.

NaCl, HCl, NaOH, NaNO 3, HNO 3, HNO 2, H 2 SO 4, Ba(OH) 2, H 2 S, K 2 S, Pb(NO 3) 2.

124. Stellen Sie die Dissoziationsgleichungen für Strontiumnitrat, Quecksilber(11)chlorid, Calciumcarbonat, Calciumhydroxid und Sulfidsäure auf. In welchen Fällen erfolgt die Dissoziation reversibel?

125. Eine wässrige Lösung von Natriumsulfat enthält 0,3 Mol Ionen. Welche Masse dieses Salzes wurde zur Herstellung einer solchen Lösung verwendet?

126. Eine 1-Liter-Lösung von Fluorwasserstoff enthält 2 g dieser Säure und die Menge an Wasserstoffionen beträgt 0,008 Mol. Wie viele Fluoridionen enthält diese Lösung?

127. Drei Reagenzgläser enthalten gleiche Volumina an Lösungen von Chlorid-, Fluorid- und Sulfidsäuren. In allen Reagenzgläsern sind die Säuremengen gleich. Aber im ersten Reagenzglas beträgt die Menge an Wasserstoffionen 3. 10 -7 Mol, im zweiten - 8. 10 -5 Mol und im dritten - 0,001 Mol. Welches Reagenzglas enthält die jeweilige Säure?

128. Das erste Reagenzglas enthält eine Elektrolytlösung mit einem Dissoziationsgrad von 89 %, das zweite enthält einen Elektrolyten mit einem Dissoziationsgrad von 8 %o und das dritte - 0,2 %o. Nennen Sie zwei Beispiele für Elektrolyte aus unterschiedlichen Verbindungsklassen, die in diesen Reagenzgläsern enthalten sein können.

129*. In weiteren Quellen finden Sie Informationen über die Abhängigkeit der Elektrolytstärke von der Art der Stoffe. Stellen Sie einen Zusammenhang zwischen der Struktur von Substanzen, der Art der chemischen Elemente, aus denen sie bestehen, und der Stärke von Elektrolyten her.

Das ist Lehrbuchmaterial