Что такое слабые электролиты

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Слабые электролиты – это элект ролиты, которые в растворе неполностью диссоциируют на ионы.

Свойства растворов слабых электролитов в значительной степени обусловлены существующими в них равновесиями между непродиссоциировавшими молекулами и ионами, которые образуются в результате частичной диссоциации молекул.Реакции диссоциации слабых электролитов описываются законом действующих масс и характеризуются константой и степенью диссоциации.

Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса, например, в водном растворе уксусная кислота распадается на ацетат ионы и ионы водорода:

Выражение закона действующих масс для реакции диссоциации уксусной кислоты:

К – константа равновесия, которую для реакций диссоциаций называют константой диссоциации или константой ионизации; [CH₃COO — ],[H + ] и [CH₃COOH] – равновесные концентрации ацетат- ионов, ионов водорода и молекул уксусной кислоты.

Но теория Аррениуса не учитывает влияние растворителя и нельзя, в частности, представить существование катиона Н + в растворе, так как протон лишён электронной оболочки, меньше других ионов и очень подвижен.

Многие растворители обладают способностью переносить протоны к соответствующим акцепторам или присоединять протоны к молекуле растворителя.

Это учитывает протолитическая теория Н.Бренстеда и Т. Лоури.

Согласно этой теории вещества, способные отдавать протон, называются кислотами, а вещества, принимающие протон – основаниями.

Кислотами и основаниями могут быть как нейтральные молекулы, так и ионы.

Некоторые вещества способны быть и донором и акцептором протонов. Такие вещества называются амфолитами. Например, H₂О,HCO₃ — , [Al(H₂O)₅OH] 2+ .

Обратимые реакции с переносом протона от кислоты НА к основанию В называются кислотно-основными полуреакциями. Реакция между кислотой и основанием – борьба за протон между двумя основаниями:

кислота 1 основание 2 кислота 2 основание 1

Кислота и получившееся при отдаче протона основание составляют сопряжённую пару.

В этом уравнении это НА и А — , LН₂ + и LH.

Примеры протолитических равновесий:

кислота1 основание2 кислота2 основание 1

HCl + OH — = H₂O + Cl — (2)

кислота 1 основание 2 кислота 2 основание 1

_{кислота 1 основание 2 кислота 2 основание 1}

_{кислота 1 основание 2 кислота 2 основание1}

Растворитель является одним из участников протолитической реакции.

Вода как амфолит обладает как кислотными, так и основными свойствами.

Такие растворители являются амфипротными. Важнейшая особенность амфипротных растворителей – способность к передаче протона от одной молекулы растворителя к другой.

Такие процессы, в которых одна молекула растворителя проявляет свойства кислоты, а другая – основания, называется автопротолизом.

Ион Н₃О + называется гидроксоний.

Константа автопротолиза воды К_w или Кн₂о называется ионным произведением воды: К_w = a(Н₃О + )a(ОН — ) = 1,0 ∙ 10 -14 (25 о С).

Ионное произведение воды независимо от изменения концентраций ионов при неизменной температуре остаётся постоянным.

В нейтральном растворе а(Н₃О + )=а(ОН — ) = 10 -7 моль/л

В кислой среде а(Н₃О + )>а(ОН — ).В щелочной среде а(Н₃О + )<а(ОН — ).

Кислотность среды принято оценивать по водородному показателю рН, который равен отрицательному десятичному логарифму от активности иона Н₃О+ (или Н + ) рН = — lg а(Н₃О + ) или рН = — lg а(Н + ).

При малой ионной силе, когда активность иона практически равна его концентрации рН = -lg[H₃O + ].

Аналогично гидроксильный показатель pOH = — lg a(OH — ).

Таким образом, в нейтральной среде рН = рОН = 7.

В кислой среде: рН < 7, рОН >7. В щелочной среде: рН > 7, рОН < 7.

При взаимодействии с амфипротными растворителями, например, водой растворённые вещества могут проявлять как кислотные свойства(ур-е 4), так и основными свойствами (ур-е 3).

Сила кислоты и основания характеризуется константами равновесий, которые называются соответственно константой кислотности Ка и константой основности Кb.

кислота 1 основание 2 кислота 2 основание 1

Эта константа показывает относительную кислотность кислоты НА по отношению основанию В, т.е. является константой кислотности Ка кислоты НА.

Протолитическое равновесие в водном растворе уксусной кислоты:

Константа кислотности уксусной кислоты Ка, показывающая, что уксусная кислота является более сильной кислотой, чем вода:

В уравнение не входит активность воды, которая принята равной единице.

Протолитическое равновесие в водном растворе соли уксусной кислоты:

Константа этого протолитического равновесия, которая является константой основности ацетат иона:

Константа основности ацетат иона показывает, что ацетат ион является более сильным основанием, чем вода.

Константы кислотности и основности сопряжённой пары связаны между собой. Перемножив Ка (СН₃СООН) и Кb(СН₃СОО — ), получим:

Или в общем виде:

Произведение констант кислотности и основности KaKb сопряжённой пары НА и А —

Активность растворителя HL принята равной единице.

При малой ионной силе константы кислотности и основности можно выразить через концентрации:

Константы химического равновесия,в том числе константы кислотности и основности, тоже принято выражать в логарифмической форме;

pKa = — lg Ka,а pKb = — lg Kb

Для сопряжённых кислот и оснований pKa + pKb = 14 (298К)

Понравилась статья? Добавь ее в закладку (CTRL+D) и не забудь поделиться с друзьями:

Что такое слабые электролиты

Видео: Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. 9 класс.

Содержание

Основное отличие — сильные и слабые электролиты

Электролиты — это вещества, которые дают ионы при растворении в воде. Три основных типа электролитов — это кислоты, основания и соли, и эти соединения при растворении в воде диссоциируют на ионы. Положительно заряженные и отрицательно заряженные ионы могут проводить электричество через водный раствор этих соединений. Некоторые электролиты являются сильными соединениями, а другие — слабыми электролитами. Основное различие между сильными электролитами и слабыми электролитами заключается в том, что сильные электролиты могут почти полностью диссоциировать на ионы, тогда как слабые электролиты частично диссоциируют на ионы.

Ключевые области покрыты

1. Что такое сильные электролиты
— определение, свойства, реакции
2. Что такое слабые электролиты
— определение, свойства, реакции
3. В чем разница между сильными и слабыми электролитами
— Сравнение основных различий

Ключевые термины: кислоты, основания, электролиты, соли, сильные электролиты, слабые электролиты.

Что такое сильные электролиты

Сильный электролит — это соединение, которое при растворении в воде может полностью диссоциировать на ионы. Следовательно, сильный электролит — это растворенное вещество, которое полностью растворяется в воде. Электролит состоит из катионов или положительно заряженных ионов и анионов или отрицательно заряженных ионов. Эти ионы могут проводить электрический ток в растворе.

Рисунок 1: Сильные кислоты и сильные основания — сильные электролиты

Обычные сильные электролиты — сильные кислоты, сильные основания и ионные соли. Однако некоторые электролиты не полностью растворяются в воде, а считаются сильными электролитами. Это связано с тем, что количество растворенного полностью ионизируется в его ионы.

Например, сильные кислоты, такие как HCl, HNO₃ сильные электролиты. Они диссоциированы в их катион H + и анион полностью. Сильные основания, такие как NaOH, полностью диссоциируют на ионы, которые могут проводить электричество.

Что такое слабые электролиты

Слабые электролиты — это соединения, которые частично растворяются в его ионах при растворении в воде. Слабые электролиты состоят из катионов и анионов. Ионный характер этих соединений меньше по сравнению с сильными электролитами. Обычные слабые электролиты — это слабые кислоты, слабые основания и соли.

Обычно около 1-10% соединения диссоциирует на ионы. Большинство азотсодержащих соединений являются слабыми электролитами. Вода также считается слабым электролитом, поскольку молекулы воды частично диссоциируют на Н + и ОН – ионов.

Рисунок 2: Молекулы воды частично диссоциируют на ион

Поскольку эти слабые электролиты частично растворяются в воде, раствор слабых электролитов состоит из молекул, катионов и анионов. Поскольку существует несколько электрически заряженных ионов, эти растворы могут проводить электрический ток.

Некоторые общие слабые электролиты являются слабыми кислотами, такими как H₂Колорадо₃и слабые основания, такие как NH₃, Для слабых электролитов константы диссоциации важны при прогнозировании емкости электрического заряда, который может быть проведен через раствор, поскольку диссоциация соединения образует растворимые ионы, которые могут проводить электричество.

Разница между сильными и слабыми электролитами

Определение

Сильные Электролиты: Сильные электролиты — это соединения, которые при растворении в воде могут полностью диссоциировать на ионы.

Слабые электролиты: Слабые электролиты — это соединения, которые частично растворяются в его ионах при растворении в воде.

диссоциация

Сильные Электролиты: Сильные электролиты могут полностью диссоциировать на ионы.

Слабые электролиты: Слабые электролиты частично диссоциируют на ионы.

Примеры

Сильные Электролиты: Сильные электролиты — это сильные кислоты, сильные основания и некоторые соли.

Слабые электролиты: Слабыми электролитами являются слабые кислоты, слабые основания и некоторые соли.

Заключение

Электролиты представляют собой соединения, которые могут растворяться в воде с выделением катионов и анионов. Эти ионы могут способствовать прохождению электричества через раствор. Основное различие между сильными электролитами и слабыми электролитами заключается в том, что сильные электролиты могут почти полностью диссоциировать на ионы, тогда как слабые электролиты частично диссоциируют на ионы.

Сильные и слабые электролиты

ЭЛЕКТРОЛИТЫ – вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ – вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.

Диссоциация – распад соединений на ионы.

Степень диссоциации – отношение числа продиссоциированных на ионы молекул к общему числу молекул в растворе.

СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.

При написании уравнений диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства.

К сильным электролитам относятся:

· Растворимые соли (смотри таблицу растворимости);

· Многие неорганические кислоты: HNO₃, H₂SO₄,HClO₃, HClO₄, HMnO₄, HCl, HBr, HI (смотри кислоты-сильные электролиты в таблице растворимости);

· Основания щелочных (LiOH, NaOH,KOH) и щелочноземельных (Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂) металлов (смотри основания-сильные электролиты в таблице растворимости).

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.

При написании уравнений диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости.

К слабым электролитам относятся:

· Почти все органические кислоты и вода (Н₂О);

· Некоторые неорганические кислоты: H₂S, H₃PO₄,HClO₄, H₂CO₃, HNO₂, H₂SiO₃ (смотри кислоты-слабые электролиты в таблице растворимости);

· Нерастворимые гидроксиды металлов (Mg(OH)₂,Fe(OH)₂, Zn(OH)₂) (смотри основания-cлабые электролиты в таблице растворимости).

На степень электролитической диссоциации влияет ряд факторов:

природа растворителя и электролита: сильными электролитами являются вещества с ионными и ковалентными сильно-полярными связями; хорошей ионизирующей способностью, т.е. способностью вызывать диссоциацию веществ, обладают растворители с большой диэлектрической проницаемостью, молекулы которых полярны (например, вода);

температура: поскольку диссоциация — процесс эндотермический, повышение температуры повышает значение α;

концентрация: при разбавлении раствора степень диссоциации возрастает, а с увеличением концентрации — уменьшается;

стадия процесса диссоциации: каждая последующая стадия менее эффективна, чем предыдущая, примерно в 1000–10 000 раз; например, для фосфорной кислоты α₁ > α₂ > α₃:

H3PО4⇄Н++H2PО−4 (первая стадия, α₁),

H2PО−4⇄Н++HPО2−4 (вторая стадия, α₂),

НPО2−4⇄Н++PО3−4 (третья стадия, α₃).

По этой причине в растворе данной кислоты концентрация ионов водорода наибольшая, а фосфат-ионов РО3−4 — наименьшая.

1. Растворимость и степень диссоциации вещества между собой не связаны. Например, слабым электролитом является хорошо (неограниченно) растворимая в воде уксусная кислота.

2. В растворе слабого электролита меньше других содержится тех ионов, которые образуются на последней стадии электролитической диссоциации

На степень электролитической диссоциации влияет также добавление других электролитов: например, степень диссоциации муравьиной кислоты

HCOOH ⇄ HCOO − + H +

уменьшается, если в раствор внести немного формиата натрия. Эта соль диссоциирует с образованием формиат-ионов HCOO − :

HCOONa → HCOO − + Na +

В результате в растворе концентрация ионов НСОО– повышается, а согласно принципу Ле Шателье, повышение концентрации формиат-ионов смещает равновесие процесса диссоциации муравьиной кислоты влево, т.е. степень диссоциации уменьшается.

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводностиразбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Здесь — константа диссоциации электролита, — концентрация, и — значения эквивалентной электропроводности при концентрации и при бесконечном разбавлении соответственно. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

где — степень диссоциации.

Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 году и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель рН Вода представляет собой слабый амфотерный электролит: Н2О Н+ + ОН- или, более точно: 2Н2О= Н3О+ + ОН- Константа диссоциации воды при 25оС равна: Такое значение константы соответствует диссоциации одной из ста миллионов молекул воды, поэтому концентрацию воды можно считать постоянной и равной 55,55 моль/л (плотность воды 1000 г/л, масса 1 л 1000 г, количество вещества воды 1000г:18г/моль=55,55 моль, С=55,55 моль: 1 л =55,55 моль/л). Тогда Эта величина постоянная при данной температуре (25оС), она называется ионным произведением воды KW: Диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому с повышением температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье диссоциация усиливается, ионное произведение возрастает и достигает при 100оС значения 10-13. В чистой воде при 25оС концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой: [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой, называются нейтральными. Если к чистой воде прибавить кислоту, концентрация ионов водорда повысится и станет больше, чем 10-7 моль/л, среда станет кислой, при этом концентрация ионов гидроксила мгновенно изменится так, чтобы ионное произведение воды сохранило свое значение 10-14. Тоже самое будет происходить и при добавлении к чистой воде щелочи. Концентрации ионов водорода и гидроксила связаны между собой через ионное произведение, поэтому, зная концентрацию одного из ионов, легко вычислить концентрацию другого. Например, если [H+] = 10-3 моль/л, то [OH-] = KW/[H+] = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л, или, если [OH-] = 10-2 моль/л, то [H+] = KW/[OH-] = 10-14/10-2 = 10-12 моль/л. Таким образом, концентрация ионов водорода или гидроксила может служить количественной характеристикой кислотности или щелочности среды. На практике пользуются не концентрациями ионов водорода или гидроксила, а водородным рН или гидроксильным рОН показателями. Водородный показатель рН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода: рН = — lg[H+] Гидроксильный показатель рОН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов гидроксила: рОН = — lg[OH-] Легко показать, прологарифмировав ионное произведение воды, что рН + рОН = 14 Если рН среды равен 7 — среда нейтральная, если меньше 7 — кислая, причем чем меньше рН, тем выше концентрация ионов водорода. pН больше 7 – среда щелочная, чем больше рН, тем выше концентрация ионов гидроксила.

Слабые электролиты

Электролиты классифицируются на две группы в зависимости от степени диссоциации – сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты имеют степень диссоциации больше единицы или больше 30 %, слабые – меньше единицы или меньше 3 %.

Процесс диссоциация

Электролитическая диссоциация – процесс распада молекул на ионы – положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Заряженные частицы переносят электрический ток. Электролитическая диссоциация возможна только в растворах и расплавах.

Движущей силой диссоциации является распад ковалентных полярных связей под действием молекул воды. Полярные молекулы оттягиваются водными молекулами. В твёрдых веществах разрушаются ионные связи в процессе нагревания. Высокие температуры вызывают колебания ионов в узлах кристаллической решётки.

Рис. 1. Процесс диссоциации.

Вещества, которые легко распадаются на ионы в растворах или в расплавах и, следовательно, проводят электрический ток, называются электролитами. Неэлектролиты не проводят электричество, т.к. не распадаются на катионы и анионы.

В зависимости от степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты. Сильные растворяются в воде, т.е. полностью, без возможности восстановления распадаются на ионы. Слабые электролиты распадаются на катионы и анионы частично. Степень их диссоциации меньше, чем у сильных электролитов.

Степень диссоциация показывает долю распавшихся молекул в общей концентрации веществ. Она выражается формулой α = n/N.

Рис. 2. Степень диссоциации.

Слабые электролиты

Список слабых электролитов:

разбавленные и слабые неорганические кислоты – H₂S, H₂SO₃, H₂CO₃, H₂SiO₃, H₃BO₃;

некоторые органические кислоты (большинство органических кислот – неэлектролиты) – CH₃COOH, C₂H₅COOH;

нерастворимые основания – Al(OH)₃, Cu(OH)₂, Fe(OH)₂, Zn(OH)₂;

гидроксид аммония – NH₄OH.

Рис. 3. Таблица растворимости.

Реакция диссоциации записывается с помощью ионного уравнения:

HNO₂ ↔ H + + NO₂ – ;

H₂S ↔ H + + HS – ;

NH₄OH ↔ NH₄ + + OH – .

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂CO₃ ↔ H + + HCO₃ – ;

HCO₃ – ↔ H + + CO₃ 2- .

Нерастворимые основания также распадаются поэтапно:

Fe(OH)₃ ↔ Fe(OH)₂ + + OH – ;

Fe(OH)₂ + ↔ FeOH 2+ + OH – ;

FeOH 2+ ↔ Fe 3+ + OH – .

Воду относят к слабым электролитам. Вода практически не проводит электрический ток, т.к. слабо распадается на катионы водорода и анионы гироксид-иона. Образовавшиеся ионы обратно собираются в молекулы воды:

Если вода легко проводит электричество, значит, в ней есть примеси. Дистиллированная вода неэлектропроводная.

Диссоциация слабых электролитов обратима. Образовавшиеся ионы вновь собираются в молекулы.

Что мы узнали?

К слабым электролитам относятся вещества, частично распадающиеся на ионы – положительные катионы и отрицательные анионы. Поэтому такие вещества плохо проводят электрический ток. К ним относятся слабые и разбавленные кислоты, нерастворимые основания, малорастворимые соли. Наиболее слабый электролит – вода. Диссоциация слабых электролитов – обратимая реакция.