вторник, 27 марта 2012 г.

Процесс диссоциации

В зависимости от структуры вещества процесс протекает по-разному:

1) если структура вещества ионная

2) если молекула полярна

clip_image002Например, KCl, попадая в воду, притягивает к себе полярные молекулы воды (ион – дипольное взаимодействие).

clip_image003Но если ионы KCl притягивают к себе молекулы воды, то и вода притягивает к себе ионы K+ и Cl.

Притянутые молекулы воды испытывают толчки со стороны других молекул и происходит растворение вещества в воде.

Иначе происходит диссоциация полярных молекул. Молекула при растворении поляризуется, т.е. её полюса расходятся и в конечном итоге гидратируются. Оказывается, что ион водорода прочно связан в этот момент с молекулами воды, т.е. он образует ион гидроксонил.

clip_image005

К слабым электролитам принадлежат в первую очередь слабые кислоты и слабые основания и некоторые соли. Сюда относятся большинство органических кислот, фенолы,амины, некоторые неорганические основания и кислоты (угольная, синильная), а также соли – хлорная ртуть, цианистая ртуть и др.

clip_image007

Сильные электролиты почти полностью диссоциированы на ионы.

Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым, т.к. ионы противоположного знака, встречаясь в растворе, могут вновь соединяться в молекулы.

clip_image009

Как и во всяком обратимом процессе, здесь устанавливается равновесие. Количество его характеризуется константой равновесия (константой диссоциации Kg), определяемой уравнением:

clip_image011 где Kg – называется постоянная химического равновесия.

clip_image013 – концентрации соответствующих ионов и недиссоциированных молекул электролита. Это уравнение применимо к слабым электролитам в разбавленных растворах. В более концентрированных растворах необходимо пользоваться активностями, вместо концентраций (а = с).

Активность можно рассматривать как величину, характеризующую степень связанности частиц электролита, т.е. это реально действующая масса в отличие от общей концентрации вещества в раствор. В этом случае уравнение принимает вид:

clip_image015, где clip_image017, а – активность, f – коэффициент активности

clip_image019 – активности ионов и недиссоциированных молекул электролита.

Эту константу называют термодинамической константой диссоциации. Рассчитанная таким образом clip_image021 может несколько изменяться с концентрацией. Её называют условной константой диссоциации.

Наряду с clip_image021[1] для характеристики состояния слабого электролита, в растворе пользуются также и величиной степени диссоциации α.

clip_image023

Константа диссоциации clip_image021[2] – это величина свойственная данному электролиту. При постоянной t˚ и в одном и том же растворителе она должна быть величиной постоянной. А степень диссоциации α характеризует состояние электролита в растворе только определенной концентрации и меняется с её изменением.

С уменьшением концентрации она возрастает, приближаясь к 1 (единице). И наоборот, с увеличением концентрации вероятность встречи ионов в растворе и их соединения в недиссоциированные молекулы возрастает, а степень диссоциации уменьшается. Степень диссоциации связана с константой диссоциации. Так для бинарного (двойного) электролита ВА, т.е. образующего по два иона, концентрации ионов clip_image025 и концентрация недиссоциированных молекул clip_image027 связана с общей концентрацией электролита с:

clip_image029

Подставив эти значения clip_image031 в выражение clip_image021[3], получим:

clip_image033, т.е. Закон разбавления Оствальда

clip_image035

В уравнение, в котором диссоциация электролита очень мала, этот закон упрощается, т.к. clip_image037, то

clip_image039 или clip_image041 это уравнение показывает связь между концентрацией раствора С и степенью диссоциации

Также можете прочитать:



Комментариев нет:

Отправить комментарий