Электролитическая диссоциация

Степень диссоциации - отношение числа молекул распавшихся на ионы (n) к общему числу растворенных молекул (N).

По величине степени диссоциации электролиты делятся на слабые и сильные между 0,03 и 0,3 электролиты средней силы.

Степень диссоциации зависит от природы растворителя, от температуры раствора, от концентрации раствора.

Сильные электролиты.

К сильным электролитам относится: минеральные кислоты (серная, соляная, азотная, фосфорная), гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, металлы I, II группы ПСХЭ (водные растворы таких гидросксидов называются щелочами), большинство солей (имеют ионный тип связи и в узлах кристаллической решетки находятся ионы). Молекулы воды являются диполями (окружающиеся ионы ориентируясь отрицательным полюсом к катиону и положительным к аниону) тем самым разрушая ионную связь. Степень диссоциации таких соединений теоретически должна быть равна 100%, но концентрация ионов, которую можно обнаружить в растворе практическим путем (путем определения электропроводимости раствора) оказывается всегда меньшей, чем теоретически ожидаемая. Поэтому сильные электролиты принято характеризовать величиной (a) активной концентрации (активность).

Активная концентрация ионов – это концентрация ионов в растворе, которая фактически проявляется в определенной величине электропроводности раствора и в целом в химических взаимодействиях иона. Понижение активности по сравнению с заданной концентрации связано с тем, что ионы в растворе окружены противоионами, молекулами растворителя и при своем движении несут с собой так называемую ионную атмосферу. В связи с этим приготовив раствор определенной концентрации данного электролита, необходимо и возможно рассчитать активность металлов a=f·С, где f – коэффициент активности ионов, он зависит от природы растворителя и от концентрации раствора, то что активность иона всегда ниже их концентрации объясняется тем, что ион в растворе взаимодействует с другими ионами, с молекулами воды, окружающей ионной атмосферой, которая снижает его реакционную способность. Зависит от с f=f(С), как правило, f возрастает при снижении С, f=const, С – концентрация ионов в растворе

С(KCl)=1моль/л, С(K⁺)=1моль/л, С(Cl^–)=1моль/л.

21)

Кислоты – это электролиты в водных растворах, которых всегда присутствуют катионы H (протоны); это электролиты, которые диссоциируют катион водорода (H⁺ - HCl, HNO₃, H₂SO₄) и анион кислотного остатка.

HCl→H⁺+Cl^-

HNO₃→ H⁺+ NO₃^-

Многоосновные кислоты (серная, фосфорная) диссоциируют ступенчато.

Кислыми считаются растворы, в которых присутствуют катионы водорода. Протоны в воде гидротируются с образованием иона гидраксония.

2. Основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют анион гидроксильной группы OH^- и катион металла ; это электролиты, в водных растворах которых присутствуют анионогидраксильной группы (OH – гидроксильный анион) и катионы Me (). Растворы гидроксидов, щелочных и щелочноземельных металлов называют щелочами. В них всегда присутствует OH и в целом водные растворы, в которых присутствует гидроксид-ион, называют щелочными.

3. Соли – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного остатка.

.

22)

Сильные электролиты.

К сильным электролитам относится: минеральные кислоты (серная, соляная, азотная, фосфорная), гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, металлы I, II группы ПСХЭ (водные растворы таких гидросксидов называются щелочами), большинство солей (имеют ионный тип связи и в узлах кристаллической решетки находятся ионы). Молекулы воды являются диполями (окружающиеся ионы ориентируясь отрицательным полюсом к катиону и положительным к аниону) тем самым разрушая ионную связь. Степень диссоциации таких соединений теоретически должна быть равна 100%, но концентрация ионов, которую можно обнаружить в растворе практическим путем (путем определения электропроводимости раствора) оказывается всегда меньшей, чем теоретически ожидаемая. Поэтому сильные электролиты принято характеризовать величиной (a) активной концентрации (активность).

 

Активная концентрация ионов – это концентрация ионов в растворе, которая фактически проявляется в определенной величине электропроводности раствора и в целом в химических взаимодействиях иона. Понижение активности по сравнению с заданной концентрации связано с тем, что ионы в растворе окружены противоионами, молекулами растворителя и при своем движении несут с собой так называемую ионную атмосферу. В связи с этим приготовив раствор определенной концентрации данного электролита, необходимо и возможно рассчитать активность металлов a=f·С, где f – коэффициент активности ионов, он зависит от природы растворителя и от концентрации раствора, то что активность иона всегда ниже их концентрации объясняется тем, что ион в растворе взаимодействует с другими ионами, с молекулами воды, окружающей ионной атмосферой, которая снижает его реакционную способность. Зависит от с f=f(С), как правило, f возрастает при снижении С, f=const, С – концентрация ионов в растворе

С(KCl)=1моль/л, С(K⁺)=1моль/л, С(Cl^–)=1моль/л.

23)

Произведение концентрации ионов водорода и концентрации гидродных групп называют ионным произведением воды, для стандартных условий есть величина постоянная, равная 10^-14

Водородный показатель (pH)

pH= -lgC(H⁺) pH= -lg10^-7

Если в воде растворить кислоту, равновесие смещается в сторону ассоциации, а ионное произведение воды остается постоянным.

Учитывая, что вода чаще всего используется в качестве среды для многих реакций, протекающих в природе, технике, быту и живых организмах принято говорить о кислой, щелочной и нейтральной реакции среды, характеризуя ее по значению pH. Величину pH можно определить электрохимическим путем с помощью потенциометра. Кроме того, величину pH можно определить с помощью кислотно-щелочных индикаторов- это органические соединения, окраска которых изменяется в зависимости от концентрации ионов водорода в водном растворе. К ним относятся: лакмус, фенолфталеин (бесцветный до pH=9, pH>9 – малиновый), метилоранж (желтый до pH>5, 3<pH<5 – оранжевый, pH<3 – красный). На практике используется универсальный кислотно-щелочной индикатор, с помощью которого pH можно измерить с точность до 1. Его окраска изменяется от красного до светло зеленого в нейтральной среде, и фиолетовый в щелочной среде. Частота этой окраски зависит от частоты вещества.

24) Возникновение скачка потенциала на границе электрод-электролит.

Система, состоящая из введенных в контакт металла (проводник 1–ого рода) и электролита (проводника 2-ого рода) называют электродом. Рассмотрим в качестве примера такой системы металл погруженный в электролит содержащий одноименный катион.

, z – заряд катиона

Структура металла.

В узлах кристаллической решетки находятся катионы металла, все атомы металла удерживаются внешними валентными относительно свободными электронами – электронный газ, именно они обуславливают физические (электропроводность, теплопроводность, пластичность) свойства металла, а также его химические свойства (восстановительные). Эти электроны удерживают все атомы в данной массе металла вместе, то есть они осуществляют так называемую металлическую связь.

25) В электрохимии стандартный электродный потенциал, обозначаемый Eo, E0, или EO, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей). Объёмы чаще всего взяты при 25 °C. Основой для электрохимической ячейки, такой как гальваническая ячейка всегда является окислительно-восстановительная реакция, которая может быть разбита на две полуреакции: окисление на аноде (потеря электрона) и восстановление на катоде (приобретение электрона). Электричество вырабатывается вследствие различия электростатического потенциала двух электродов. Эта разность потенциалов создаётся в результате различий индивидуальных потенциалов двух металлов электродов по отношению к электролиту.