Михаил Бармин - Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач

при добавлении одноименных ионов степень диссоциации уменьшается в соответствии с принципом Ле-Шателье

СH3COOH <=====> CH3COO– + H + CH3COO-

Сильные электролиты:

все растворимые соли, щелочи, минеральные кислоты:

HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HJ, HClO4, HClO3, HMпO4

Слабые электролиты: слабые минеральные кислоты: HF,

HCN, H2CO3, H2SiO3↓, H3PO4, HNO2, H2SO3, HClO2, HClO, HN3 и др., органические кислоты (муравьиная, уксусная), ор-

ганические амиды, гидроксид аммония (NH4OH). Fe(OH)2, Fe(OH)3, Cu(OH)2, Zn(OH)2, органические спирты, фенолы, вода, нерастворимые соли (ВаSО4, AgCl), сульфиды, СаСО3

Константы диссоциации

СH3COOH CH3COO– + H+

[CH3COO~] [Н+] Кдис.= –

[CH3COOH]

Константа равновесия представляет собой константу электролитической диссоциации. Константа диссоциации зависит: от природы и полярности растворителя, от природы электролита, от температуры, НО НЕ ЗАВИСИТ от концентрации раствора

1) H2CO3

H+ + HCO3

~

K1

~ 4 • 10-7

2) НСО 3

H+ + CO3

2-

K2

~ 5 • 10-11

К1 > K2 в 8000 раз

Процесс э. д. двух, трех-, и более основных кислот, а также

> К2

К3 > …

общем случае константа э.д. по двум стадиям может быть записана следующим образом:многокислотныхоснованийидет ступенчато, причем К

H2CO3 <======> 2H+ + CO32~ Kдис = K1 • K2 = [H+] 2[CO3-2]

К равн .

[H2CO3]

Таким образом, в общем случае, для ступенчатого процесса э.д., общая константа равняется произведению констант по стадиям:

К = K1 • K2 • K3 … для H3PO4 K1 = 6 • 10-3 K2 = 5 • 10-8 K3 = 10-13

Таким образом, для разбавленных растворов электролитов справедливым является закон действия масс, который описывает количественно процесс э.д. по стадиям.

Рассмотрим э.д. слабого электролита:

,

где С – исходная концентрация; α – степень э.д.

закон

разбавления Оствальда,

Таким образом, при понижении концентрации электролита степень э.д. увеличивается.

СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют полностью. При значительном значении концентрации каждый гидратированный (+) заряженный ион окружен со всех сторон (-) заряженными гидратированными ионами. Кроме того, в этих растворах возможно образование так называемых ионных пар, которые образуются в результате взаимодействия гидратированных ионов в растворе.

Все это приводит к тому, что в химических реакциях и физикохимических процессах происходит понижение значения концентраций ионов по сравнению с истинным значением. Поэтому, в 30-е годы одновременно была предложена теория сильных электролитов. В этой теории основным понятием была