Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АрхитектураБиологияГеографияДругоеИностранные языки
ИнформатикаИсторияКультураЛитератураМатематика
МедицинаМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогика
ПолитикаПравоПрограммированиеПсихологияРелигия
СоциологияСпортСтроительствоФизикаФилософия
ФинансыХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника

Растворы сильных электролитов

PAСТВОРЫ | Концентрация растворов | Давление пара над растворами | Температуры кипения и отвердевания растворов |


Читайте также:
  1. Адсорбция электролитов
  2. азовые диаграммы и твердые растворы
  3. Влияние электролитов на устойчивость золей. Порог коагуляции. Правило Шульца-Гарди
  4. Водные растворы
  5. Диаграмма состояния сплавов образующих ограниченные твердые растворы
  6. едостатки как выражение сильных сторон.
  7. ила бессильных

Принципиальное отличие сильных электролитов от слабых состоит в том, что равновесие диссоциации сильных электролитов полностью смещено вправо:

 

H2SO4 ® H+ + HSO4-

 

а потому константа равновесия (диссоциации) оказывается величиной неопределенной. Снижение электропроводности при увеличении концентрации сильного электролита обусловлено электростатическим взаимодействием ионов.

Дебай и Хюккель, предложив модель, которая легла в основу теории сильных электролитов, постулировали:

 

1. Электролит полностью диссоциирует, но в сравнительно разбавленных растворах ( C = 0,01 моль·л–1).

2. Каждый ион окружен оболочкой из ионов противоположного знака. В свою очередь, каждый из этих ионов сольватирован. Это окружение называется ионной атмосферой.

 

 

Гидролиз солей window.top.document.title = "6.7. Гидролиз солей";

В водных растворах соли полностью диссоциируют на катионы и анионы. Кроме них в растворе есть ионы H+ и OH, образующиеся вследствие диссоциации молекул воды. Если эти ионы при взаимодействии с ионами соли образуют плохо диссоциирующие соединения, то идет гидролиз соли – разложение соли водой с образованием слабого электролита. Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой соли:

1. NH4Cl + H2O «NH3×H2O + HCl

NH4+ + H2O «NH3×H2O + H+

 

2. NaCN + H2O «HCN + NaOH

CN- + H2O «HCN + OH-

 

3. NH4CN + H2O «NH3×H2O + HCN

NH4+ + CN- + H2O «NH3×H2O + HCN

 

В первом случае гидролиз идет по катиону и pH < 7, во втором по аниону – pH > 7, а в третьем – по аниону и катиону, и величина pH в этом случае зависит от относительной силы образующихся кислоты и основания. Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются.

Константа равновесия для первого случая

 

Так как [H2O] = const, то K∙ [H2O] = Kг – константа гидролиза. Тогда

 

 

Умножив числитель и знаменатель на [OH], получим

Аналогично для гидролиза по аниону

Для гидролиза по катиону и аниону одновременно

Связь константы гидролиза со степенью гидролиза выводится подобно закону разбавления Оствальда и записывается так:

C – концентрация соли в моль/л.

Для малых значений αг

Для многозарядных катионов и анионов гидролиз протекает ступенчато, причем в основном по 1-й ступени.

Например, для хлорида железа (FeCl3 → Fe3+ + 3Cl) имеем:

Распространенной ошибкой при составлении уравнений гидролиза является использование сразу более одной молекулы воды.

Сравните:

· Правильно:

·

· Неправильно:

·

Гидролиз хлорида железа идет преимущественно по первой ступени из-за накапливания ионов H+ и недостатка гидроксильных ионов, необходимых для протекания реакции гидролиза ( ничтожно мала).

В результате гидролиза многозарядных катионов образуются основные соли Fe(OH)Cl2, Fe(OH)2Cl, а гидролиз многозарядных анионов приводит к образованию кислых солей (NaHCO3, NaH2PO4).

Явление гидролиза следует учитывать при приготовлении растворов. Для предотвращения гидролиза растворы солей, подвергающиеся гидролизу по катиону, необходимо подкислять.


Дата добавления: 2015-08-02; просмотров: 48 | Нарушение авторских прав


<== предыдущая страница | следующая страница ==>
Растворы слабых электролитов| Закон Вант-Гоффа

mybiblioteka.su - 2015-2024 год. (0.006 сек.)