Факторы, влияющие на константу диссоциации
1. Константа диссоциации зависит от природы растворенного вещества;
2. Константа диссоциации зависит от природы растворителя;
3. Константа диссоциации зависит от температуры;
4. Константа диссоциации не зависит от концентрации;
5. Константа диссоциации не зависит от наличия одноименного иона.
Величина Кдис характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем меньше Кдис электролита, тем слабее электролит. Значения Кдис различных электролитов приводятся в справочниках при Т=298К. Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато:
H3PO4 <=> H+ + H2PO4- K1= 7.11×10-3
H2PO4- <=> H+ + HPO42- K2 = 6.34×10-8
HPO42- <=> H+ + PO43- K3 = 4.4×10-13
Очевидно, что константы диссоциации по различным степеням сильно отличаются друг от друга K1>>K2>>K3. Отсюда существование кислых и основных солей.
Сильные электролиты. Теория Дебая - Хюккеля
Сильные электролиты в водных растворах диссоциированны практически полностью. Понятие степени диссоциации к ним практически не применимо. Они не подчиняются закону действующих масс. Для них константа диссоциации зависит от концентрации. Этот факт объясняет теория сильных электролитов Дебая и Хюккеля (1923 г.). Согласно этой теории:
1. Сильные электролиты в водных растворах нацело диссоциируют на ионы.
2. Концентрация ионов в растворе большая.
3.Между противоположно заряженными ионами действуют силы электростатического притяжения. Каждый ион окружается «ионной атмосферой», состоящей из ионов противоположного заряда. Это уменьшает подвижность ионов и они в реакциях проявляют себя так, будто их концентрация меньше концентрации, определяемой аналитически. Для учета этого явления был введен термин активность (а).
|
|
|
Активностью иона или молекулы называется их концентрация, соответственно которой они действуют в химических реакциях. Активность иона а равна его концентрации с, умноженной на коэффициент активности f:
а = f · с
Для сильных электролитов в выражение для константы равновесия вместо концентрации используют активность. Коэффициенты активности различных ионов различны, они измеряются экспериментально. Коэффициенты активности изменяются при изменении условий, например, при изменении концентрации раствора.
Если f <1, то есть взаимодействие между ионами, приводящее к их взаимному связыванию.
Если f » 1, то взаимодействие между ионами носит слабый характер, а = С.
В разбавленных растворах природа ионов мало влияет на значения коэффициентов активности. Приближенно считают, что коэффициент активности данного иона зависит только от его заряда и от ионной силы раствора I , которая является полусуммой произведений концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда (Z):
|
|
|
I=0,5· 
Разбавленные растворы с одинаковой ионной силой имеют одинаковые коэффициенты активности данного иона. Для очень разбавленных растворов (0.01-0.05н) справедлива формула Дебая и Хюккеля:
ℓg f = -0.5 Z 2 √ I
Теория кислот и оснований по Бренстеду – Лоури
(протолитическая теория)
Представления о кислотах и основаниях, основанные на теории электролитической диссоциации применимы лишь к водным растворам. Они не объясняют процессов в неводных растворах.
Согласно теории кислот и оснований по Бренстеду – Лоури кислотами являются вещества (молекулы или ионы), отщепляющие при данной реакции протоны. Основаниями - являются вещества (молекулы или ионы), присоединяющие при данной реакции протоны. Общее название кислот и оснований - протолиты.
Любая реакция отщепления протона может быть выражена уравнением:
кислота <=> основание + H +
это сопряженная кислотно-основная пара
Например: H 3 O + <=> H 2 O + H +
H 3 O + - кислота, H 2 O – основание;
HCl <=> Cl - + H +
|
|
|
HCl - кислота, Cl - – основание.
Свободные протоны в реакциях не существуют, они переходят от кислоты к основанию. Поэтому в растворах протекают всегда 2 прцесса:
кислота1 <=> основание1 + H +
основание2 + H + <=> кислота2
Равновесие между ними выражается уравнением:
кислота1+ основание2<=> основание1 + кислота2
Эта теория рассматривает реакцию нейтрализации как переход протона от кислоты к основанию.
Например: реакция нейтрализации уксусной кислоты аммиаком:
CH3COOH<=>CH3COO- + H+
NH3 + H+<=>NH4+
CH3COOH + NH3<=> CH3COO- + NH4+
К-та1 + осн 2 <=> осн 1 + к-та 2
Соединения, которые одновременно являются и кислотами и основаниями, называются амфолитами.
Например: H 2 O
H2O<=> H+ + OH- H2O - кислота
H2O + H+<=> H3O+ H2O - основание
Суммарная реакция: 2 H2O<=> H3O+ + OH-
Значение протолитической теории:
1. Эта теория является современной и более общей теорией кислот и оснований.
2. Теория вскрыла относительность понятий о кислотах и основаниях, продукты – новые кислоты и основания.
3. Эта теория расширила круг кислот и оснований по сравнению с теорией электролитической диссоциации. Одно и то же вещество в зависимости от того, с чем оно реагирует, может быть или кислотой или основанием.
|
|
|
Дата добавления: 2020-11-23; просмотров: 138; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!