Ионная проводимость присуща металлам

Обновлено: 05.05.2024

Существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счет переноса электронов, либо за счет переноса ионов. Электронная проводимость присуща, прежде всего, металлам. Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например, солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам.

Все вещества по их поведению в растворах принято делить на две категории:

а) вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью (электролиты);

б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью (неэлектролиты).

К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например, спирты и углеводы.

Оказалось, что растворы электролитов обладают более низкими значениями температуры плавления и более высокими температурами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих фактов Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации.

Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов – катионов и анионов. Например, молекула уксусной кислоты так диссоциирует в водном растворе:

СН₃СООН 3СОО – + Н +

Процесс диссоциации во всех случаях является обратимым, поэтому при написании уравнений реакции диссоциации применяется знак обратимости

Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Степенью диссоциации α называют – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу растворенных молекул (n₀).

α = (n/n₀)?100

Степень диссоциации может изменяться от 0 до 1, от отсутствия диссоциации до полной диссоциации. В зависимости от величины степени диссоциации различают слабые и сильные электролиты. К слабым электролитам относят вещества, у которых степень диссоциации в 0,1 М растворах меньше 3%; если степень диссоциации в 0,1 М растворе превышает 30%, то такой электролит называют сильным. Электролиты, степень диссоциации которых лежит в пределах от 3% до 30%, называются электролитами средней силы.

К сильным электролитам относятся большинство солей, некоторые кислоты – НСl, НВr, НI, НNО₃, НСlO₄, Н₂SO₄ и основания щелочных и щелочноземельных металлов – щелочи LiОН, NаОН, КОН, RbОН, СsОН, Са(ОН)₂, Sr(ОН)₂, Ва(ОН)₂.

Уравнение реакции диссоциации электролита АК на катионы К + и анионы А – можно в общем виде представить следующим образом:

КА

и степень диссоциации α в данном случае можно выразить отношением молярной концентрации образовавшихся ионов [К + ] или [А – ] к первоначальной молярной концентрации электролита [АК]_о, т.е.

С увеличением концентрации раствора степень диссоциации электролита уменьшается.

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато – вначале от молекулы отщепляется один из ионов, затем другой и т.д. Каждая ступень диссоциации характеризуется своим значением константы диссоциации.

II ступень: НSO₄ – 4 2–

Общее уравнение: Н₂SO₄ 4 2–

Процесс электролитической диссоциации характеризуют константой диссоциации (К). Так, для реакции КА

К = [К + ]?[ А – ]/[КА]

Между константой и степенью электролитической диссоциации существует количественная связь. В приведенном примере общую концентрацию растворенного вещества обозначим с, а степень диссоциации α. Тогда [К + ] = [А – ] = α?с и соответственно концентрация недиссоциированных частиц [КА] = (1 – α)с.

Подставив значения в выражение для константы диссоциации, получим соотношение

, поскольку молярная концентрация равна C = 1/V, то

Данные уравнения является математическим выражением закона разведения Оствальда: константа диссоциации электролита не зависит от разведения раствора.

Ионное произведение воды. рН раствора. Значение константы диссоциации воды К_Н2О = 1·10 –14 . Данную константу для воды называют ионным произведением воды, которое зависит только от температуры.

Согласно реакции Н₂О

рН = –lg[Н + ]

Водные растворы имеют значение рН в интервале от 1 до 14. По соотношению концентраций этих ионов различают три типа сред: нейтральную, кислую и щелочную.

Нейтральная среда – среда, в которой концентрации ионов [Н + ] = [ОН – ] = 10 –7 моль/л (рН = 7).

Кислая среда – среда, в которой концентрация ионов [Н + ] больше концентрации ионов [ОН – ], т.е. [Н + ] > 10 –7 моль/л (рН < 7).

Щелочная среда – среда, в которой концентрация ионов [Н + ] меньше концентрации ионов [ОН – ], т.е. [Н + ] < 10 –7 моль/л (рН >7).

Качественно реакцию среды и рН водных растворов электролитов определяют при помощи индикаторов и рН-метра.

Например, если концентрация ионов [H + ] = 10 –4 моль/л, то рН = – lg10 –4 = 4 и среда раствора кислая, а если концентрация ионов [ОН – ] = 10 –4 моль/л, то [Н + ] = К(Н₂O) – [ОН – ] = 10 –14 – 10 –4 = 10 –10 , а рН = – lg10 –10 = 10 и среда раствора щелочная.

Произведение растворимости. Растворение твердого вещества в воде прекращается тогда, когда образуется насыщенный раствор, т.е. устанавливается равновесие между твердым веществом и частицами того же вещества, находящимися в растворе. Так, например, в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие:

AgCl_тв водн + Сl – _водн

В насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре и эта величина количественно характеризует способность электролита растворяться, называется она произведением растворимости (ПР).

Произведение растворимости – это постоянная величина, равная произведению концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе. В общем случае для малорастворимого электролита состава A_mB_n можно записать: A_mB_n ↔ mA + nB

ПР_AmBn = [A] m ? [B] n

Зная величины произведений растворимости, можно решать вопросы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях, что особенно важно для аналитической химии.

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Относительно механизма ионной проводимости кристаллов были выска-ааны различные представления. Герни и Мотт принимали наиболее вероятную, по-видимому, схему ионной проводимости, полагая, что последняя в галогеносеребряных кристаллах осуществляется за счет передвижения ионов серебра, находящихся в междуузлиях кристаллической решетки. [3]

Наличием дефектов обусловлена ионная проводимость кристалла . В случае дефектов по Френкелю электричество переносится при движении вакансий и междоузельных ионов, причем в этом процессе обычно участвует ион лишь одного знака. [4]

Между дефектностью и ионной проводимостью кристаллов существует определенная связь. Повышенное число пустых катионных узлов - вакансий - обусловливает большую катионную подвижность и хорошую проводимость кристалла; отсутствие катионных вакансий привело бы нас практически к представлению об идеальном непроводнике. [5]

Наличием дефектов в структуре решетки обусловлена ионная проводимость кристаллов . Так, в случае кристалла AgBr переносчик электричества - катион Ag; измеряемое на опыте число переноса аниона Вг - равно нулю. При наличии дефектов по Шоттки ( кристалл NaCl) перенос заряда осуществляется как катионами, так и анионами в процессе движения катионных и анионных вакансий. [6]

На рис. 6.4 схематически изображены зависимости ионной проводимости кристалла , содержащего катионную примесь повышенной валентности, от концентрации примеси и обратной температуры. [7]

С середины 60 - х годов после открытия аномально высокой ионной проводимости кристаллов RbAgJs и Ыа2О 11А12Оз ( р - АЬОз) интенсивно начали изучать так называемую с у п е р и-онную проводимость. Суперионная проводимость является результатом высокой подвижности ионов в кристаллах некоторых веществ, обозначаемых как твердые электролиты. [8]

Образование заряженных подвижных дефектов за счет примесных атомов влияет на ионную проводимость кристалла . [9]

Таким образом, изложенная упрощенная теория дает достаточно простые выражения для ионной проводимости кристаллов с различными типами разупорядоченности. Однако для примесных кристаллов экспериментальные кривые обнаруживают подчас весьма причудливый ход, не укладывающийся в рамки изложенной упрощенной теории. Зависимость электропроводности от температуры и содержания примесей удается достаточно надежно интерпретировать лишь для тщательно приготовленных образцов, состав которых точно известен. На рис. 6.5 показан пример двух образцов NaCl, механизм электропроводности которых расшифрован достаточно надежным образом. [10]

Процесс диффузии является определяющим в скорости протекания химических реакций в твердом теле, он также ответствен за ионную проводимость кристалла . [11]

Приводя к снижению концентрации дефектов, принимающих участие в переносе заряда в электрическом поле, ассоциация типа (V.3) вызывает уменьшение ионной проводимости кристаллов . [12]

Дефекты в кристаллической решетке оказывают большое влияние на протекание процессов диффузии и самодиффузии, которые во многом определяют скорости химических реакций в твердом теле, а также ионную проводимость кристаллов . Распределенные нужным образом по объему кристалла дефекты кристаллической решетки позволяют создавать в одном образце области с различными типами проводимости, что необходимо при изготовлении некоторых полупроводниковых элементов. [14]

Эти представления советских физиков о дефектах кристаллической структуры реальных кристаллов оказались весьма плодотворными при теоретическом анализе разнообразных явлений и свойств твердых тел и были затем развиты в работах зарубежных исследователей - Шоттки [92], Вагнера [93], Мотта [14], Зейтца [13] Иоста [94] и других. Современная теория ионной проводимости кристаллов основана на идее существования дефектов в виде пустых анионных и катионных узлов. [15]

Ионная проводимость - электропроводность, при которой электрический заряд переносится свободными ионами, перемещающимися в веществе под действием электрического поля. Различают собственную и примесную ионную проводимость. [16]

Ионная проводимость в кристаллах определяется движением заряженных точечных дефектов - вакансий, между-узельных собственных или примесных ионов. В отсутствие внешнего электрического поля есть определенная вероятность перемещения иона из узла решетки в соседнюю вакансию, но эти перемещения случайны и не направленны. Если же на кристалл накладывается электрическое поле, то ионы одного знака, например катионы, движутся в одном направлении, а соответствующие им вакансии - в противоположном. [17]

Ионная проводимость сопровождается переносом вещества либо за счет выделения газа у электродов, либо за счет отложения зэщ ства на лих, в то время как электронная проводимость не связана с пере. Это означает, что на серебряном кулометре выделится 2 - 1C) 6 г серебра, или 1 4 - Ю-4 ел3 водорода при О С и давлении 760 мм. Сложные электродные процессы п адсорбция на электродах приведут к дальнейшему усложнению картины. Количество образующихся веществ лежит в пределах ошибки опыта. [19]

Ионная проводимость , наблюдающаяся только в ионных кристаллах, всегда связана с образованием дефектов в кристаллической решетке. [20]

Ионная проводимость может быть обусловлена перемещением как собств. Возможность перемещении ионов по кристаллу связана с наличием в них дефектов. [22]

Ионная проводимость определяется движением положительных и отрицательных ионов под действием приложенной разности потенциалов. В отличие от электронной, ионная проводимость сопровождается переносом вещества и выделением его на соответствующих электродах. [23]

Ионная проводимость обычно измеряется с помощью переменного тока частотой от 1 до 100 кГц или с помощью импульсов тока короткой продолжительности, чтобы избежать поляризационных эффектов. [25]

Ионная проводимость при постоянном токе рассматривается как результат перемещения по вакансиям свободных катионов при наличии дефектов по Френкелю. Высокоомные оксидные и халькогенидные стекла чутко реагируют на наличие примесей. Проводимость стекол может повышаться вследствие наличия и других ионов, особенно А - иона. [26]

Ионная проводимость окисной пленки обусловливает рост окисной пленки во время анодной поляризации электрода. В ряде случаев скачок потенциала на границе титан - активный слой анода имеет большое значение в определении общего значения электродного скачка потенциалов [67] и вообще пригодности данной системы в качестве анода. [27]

Ионная проводимость чистых стекол очень мала ( как и у ионных кристаллов), однако при добавлении к стеклу определенных примесей образуются нескомпенсированные связи и заряды, которые могут передвигаться от одной нескомпенсированной связи к другой, осуществляя ионный перенос. В описанной схеме прослеживается аналогия с механизмом ионного переноса в обычных кристаллах. [28]

Ионная проводимость неорганических стекол , как показано в работах Сканави с сотрудниками [56], уменьшается при замене части окислов одновалентных металлов на окислы двухвалентных металлов. Это связывается с упрочнением структурного каркаса в стекле и возрастанием препятствий при движении иона. В полимерных телах, в принципе, также можно снижать электропроводность введением специальных низкомолекулярных добавок, роль которых может сводиться либо к модификации физической структуры полимера, либо к взаимодействию с ионогенными примесями и переводу их в менее ионогенную форму. Например, в патенте США [57] описан способ уменьшения электропроводности полимеров путем обработки полимера в виде порошка растворами неорганических солей. [29]

Здесь общая ионная проводимость складывается из парциальных проводимостей всех сортов ионов, а электронная проводимость а - из вкладов электронов и дырок. [30]

Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относится большинство органических соединений, например, спирты, углеводы. [1]

Ионные проводимости могут быть определены экспериментально из наблюдений над электропроводностью сильно диссоциированных соединений, содер-жящих данные ионы. [2]

Ионная проводимость является характерной для NaCl, электронная - для металлов. В теории ионной и электронной проводимости важная роль отводится дефектам структуры. [4]

Ионная проводимость зависит от напряженности поля вследствие изменения подвижности ионов; эта зависимость становится ощутимой только при напряженностях, близких к пробивным. [5]

Ионная проводимость таких материалов часто обусловлена особенностями их кристаллической структуры, а именно наличием туннелей или слоев. Величины проводимости этих материалов сравнимы с аналогичными характеристиками сильных жидких электролитов. В настоящее время большое внимание уделяется изучению свойств твердых электролитов, разработке новых типов этих материалов и расширению областей их применения в твердофазных электрохимических устройствах. [7]

Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например спирты, углеводы. [8]

Ионная проводимость обеспечивается введением в растворители солей, имеющих анионы больших размеров, например, иСЮ4, ЫАГСЦ, LSBF4 - Удельная электрическая проводимость неводных растворов электролитов на один-два порядка ниже проводимости водных растворов электролитов. Кроме того, катодные процессы в них обычно протекают медленно. Исключение составляют элементы с окислителем SO2 и особенно SOC12, в которых удалось достигнуть более высоких плотностей тока. [10]

Ионная проводимость Хм при бесконечном разведении равна эквивалентной проводимости электролита при бесконечном разведении, умноженной на число переноса соответствующих ионов при бесконечном разведении. В таблице приведены значения Я 10 - 4См м2 / г экв при 25 С. [12]

Ионная проводимость : кислоты и амины. [13]

Ионная проводимость имеет большой температурный коэффициент, и числа переноса также зависят от температуры. Общее правило таково, что ион с более высокой проводимостью имеет более низкий температурный коэффициент; таким образом, при повышении температуры / к и t становятся почти равными. [14]

Ионная проводимость некоторых кристаллических тел - твердых электролитов - связана с особенностями строения кристаллической решетки и в отдельных случаях - с присутствием в ней чужеродных ионов. [15]

Ионная проводимость присуща металлам

Известно, что существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счёт движения электронов в электрическом поле, либо за счет движения ионов. Электрическая проводимость присуща, прежде всего, металлам. Ионная проводимость присуща многим химическим соединения, обладающим ионным строением, например, солям в твёрдом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. В связи с этим все вещества принято условно делить на две категории:

а) вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью, называются электролитами;

б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью, называются неэлектролитами.

К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например, спирты, углеводы.

Оказалось, что, кроме хорошей электропроводности, растворы электролитов обладают более низкими значениями давлениями пара растворителя и температуры плавления и более высокими температурами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих свойств, шведский ученый С. Аррениус в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации.

Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов - катионов и анионов под действием растворителя. Например, молекула уксусной кислоты может диссоциировать в водном растворе следующим образом:

Сущность теории электролитической диссоциации С. Аррениуса

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы: положительные (катионы) и отрицательные (анионы).

2. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока - катоду, и поэтому называются катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу источника тока - аноду, и поэтому называются анионами.

3. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый для слабых электролитов, т. е. вместе с распадом молекул на ионы (диссоциация) идет процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация).

Электролиты подразделяются в зависимости от степени диссоциации на сильные и слабые.

вещества, которые диссоциируют полностью и необратимо, т. е. в растворе присутствуют только гидратиро-ванные ионы. Относятся все соли, сильные кислоты `"HI"`, `"HCl"`, `"HBr"`, `"HNO"_3`, `"H"_2"SO"_4`, `"HMnO"_4`, `"HClO"_4`, `"HClO"_3`, щелочи `"NaOH"`, `"LiOH"`, `"KOH"`, `"RbOH"`, `"CsOH"`, `"Ca"("OH")_2`, `"Ba"("OH")_2`, `"Sr"("OH")_2`.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе только ионы `"H"^+`:

Если кислота является двухосновной, то диссоциация кислоты происходит ступенчато. Количество стадий определяется основностью кислоты:

Сила бескислородных кислот возрастает в ряду однотипных соединений при переходе вниз по подгруппе кислотообразующего элемента: `"HCl"-"HBr"-"HI"`. Бромоводородная кислота `"HBr"` и йодоводородная `"HI"` кислоты сильнее хлороводородной, что объясняется увеличением межъядерных расстояний в их молекулах.

Фтороводородная (плавиковая) кислота `"HF"` растворяет стекло, но это вовсе не говорит о её силе. В ряду бескислородных галогенсодержащих кислот она относится к кислотам средней силы ввиду низкой концентрации в растворе ионов водорода из-за способности молекул `"HF"` к объединению (ассоциации), благодаря сильным водородным связям, возникающим при взаимодействии ионов `"F"^-` с молекулами `"HF"` (водородные связи) с образованием ионов `"HF"_2^-`, `"H"_2"F"_3^-` и других боле сложных частиц. В результате концентрация ионов водорода в водном растворе фтороводородной кислоты оказывается сильно пониженной.

Сила однотипных кислородных кислот изменяется в противоположном направлении, например, йодная кислота `"HIO"_4` слабее хлорной кислоты `"HClO"_4`. Если элемент образует несколько кислородных кислот, то наибольшей силой обладает кислота, в которой кислотообразующий элемент имеет самую высокую валентность.

Так, в ряду кислот `"HClO"-"HClO"_2-"HClO"_3-"HClO"_4` хлорная кислота наиболее сильная.

Схематически процесс распада (диссоциации) соляной кислоты на ионы можно представить следующим образом. Чтобы вещество в воде было электролитом, его молекула должна быть полярной.

Полярная молекула вещества окружена полярными молекулами воды, которые разрывают молекулу на две противоположно заряженные частицы – ионы.

с точки зрения теории электролитической диссоциации, представляет собой вещество, способное отдавать в растворе гидроксильную группу `"OH"^-`:

Диссоциация многокислотного гидроксида происходит ступенчато, например:

В свете теории электролитической диссоциации соли представляют собой соединения, образующие в водном растворе положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка (для средних солей), а также кроме них ионы водорода (для кислых солей) и гидроксид-ионы (для основных солей):

вещества, которые диссоциируют частично и обратимо.

В растворе слабого электролита присутствуют гидратированные ионы и некоторая часть недиссоциированных молекул.

К слабым электролитам относятся:

3) оставшиеся кислоты, не относящиеся к сильным, например, `"HF"`, `"H"_2"S"`, `"HNO"_2`, `"H"_3"PO"_4` и другие, а также незамещённые органические кислоты. При растворении углекислого газа в воде образуется его гидрат `"CO"_2*"H"_2"O"` и в незначительном количестве угольная кислота `"H"_2"CO"_3`_. Тем не менее, для диссоциации воспользуемся формулой угольной кислоты:

Практически диссоциация осуществляется лишь по первой ступени. Образующийся гидрокарбонат-ион `"HCO"_3^-` ведёт себя как слабый электролит.

Причиной диссоциации электролита в водных растворах является его гидратация, т. е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем. В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами воды, ионы.

Диссоциации проходит благодаря тому, что при гидратации ионов выделяется больше энергии, чем требуется на разрыв связи в молекуле. Примерно также происходит растворение ионного кристалла в воде и образование ионов. У кристаллов энергия гидратации ионов выше энергии кристаллической решётки.

Следует учитывать, что в растворах электролитов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. При некоторой постоянной температуре в данной системе устанавливается химическое равновесие, при котором скорость диссоциации станет равной скорости ассоциации.

Также необходимо учитывать, что свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных ионов. Например, негидратированный ион меди `"Cu"^(2+)` - белый в безводных кристаллах сульфата меди (II) `"СuSO"_4` и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т. е. связан с молекулами воды `"Cu"^(2+)*"H"_2"O"`. Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное количество молекул воды.

Основные свойства гидроксидов одного и того же элемента усиливаются с уменьшением его валентности. Так, основные свойства у гидроксида железа (II) выражены сильнее, чем у гидроксида железа (III) и наоборот.

Слабым электролитом является гидроксид аммония `"NH"_4"OH"`. При растворении аммиака `"NH"_3` в воде образуется раствор, который слабо проводит электрический ток и имеет горько-мыльный вкус. Среда раствора основная. В растворе образуются гидрат аммиака `"NH"_3*"H"_2"O"` и в незначительном количестве гидроксид аммония `"NH"_4"OH"`, который диссоциирует как слабый электролит с образованием ионов аммония `"NH"_4^+` и гидроксид-иона `"OH"^-`.

К слабым электролитам относят некоторые соли, например хлорид цинка `"ZnCl"_2`, тиоцианат железа `"Fe"("NCS")_3`, цианид ртути `"Hg"("CN")_2`, которые также диссоциируют по ступеням.

Разделение электролитов на сильные, средние и слабые зависит от доли продиссоциированных молекул или степени диссоциации `alpha`, которая показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы `(N_"д")`, к общему числу введённых в раствор молекул `(N_"р")`:

Электролиты со степенью диссоциации `30%` и более называют сильными, со степенью диссоциации `3`-`30%` называют средними (средней силы), со степенью диссоциации менее `3%` - слабыми.

Степень диссоциации не является строгим показателем силы электролита, т. к. она зависит от концентрации раствора, природы растворителя, присутствия в растворе другие электролитов.

При понижении концентрации степень диссоциации может повышаться, и в очень разбавленных растворах слабый электролит может находиться в состоянии почти полной диссоциации, в то же время в концентрированном растворе сильный электролит может вести себя как слабый и даже как неэлектролит.

Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор). Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит.

Выражение для константы диссоциации можно получить, если записать уравнение реакции диссоциации электролита АК в общем виде:

Поскольку диссоциация слабого электролита является обратимым равновесным процессом, то к данной реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия как

где `K_"дис"` - константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита;

`[AK]` – концентрация недиссоцированных молекул;

`[A^-]`, `[K^+]` - молярные концентрации анионов и катионов.

Рассчитайте количество ионов водорода в `1` л раствора серной кислоты с концентрацией `0,1` моль/л.

`0,1` моль `0,1` моль

Количество ионов водорода равно `0,1` моль.

Запишем уравнение диссоциации по второй ступени и по справочным данным определим степень диссоциации (`0,3`):

$$ <\mathrm>_^\rightleftarrows $$	`"H"^+ +"SO"_4^(2-)`.
`0,1` моль	`0,03` моль

Используем формулу для нахождения степени диссоциации (при решении задачи степень диссоциации удобно выразить в долях от единицы):

`n("диссоцH"_2"SO"_4)=0,1` моль/л `*0,3=0,03` моль.

Таким образом, в растворе появилось ионов `"H"^+` :

`0,1` моль `+ 0,03` моль `= 0,13` моль.

Следовательно, концентрация ионов водорода в растворе серной кислоты равна `0,13` моль/л.

Степень диссоциации гидроксида бария по первой ступени `- 92%`, по второй ступени `- 56%`. Рассчитайте число катионов бария и число гидроксид-ионов в `0,5` л `1,5 M` растворе.

1) Запишем уравнение электролитической диссоциации гидроксида бария:

1 ступень: `"Ba(OH")_2-> "BaOH"^+ + "OH"^-`,

2) Найдём количество вещества гидроксида бария, содержащегося в данном образце раствора:

3) Зная степень диссоциации вычислим число молекул `"Ba(OH")_2` распавшихся на ионы по первой ступени диссоциации:

Согласно диссоциации по `"I"` ступени, это количество вещества равно количеству вещества гидроксид-ионов, образовавшихся по первой ступени диссоциации, и количество ионов `"Ba(OH")^+`:

4) Исходя из количества вещества гидроксокатионов бария, образовавшихся на первой стадии диссоциации, и степени диссоциации по второй ступени, вычислим количество ионов `"Ba"("OH")^+`, диссоциирующих по второй ступени:

В соответствии с диссоциацией по `"II"` ступени, это количество вещества равно количеству вещества катионов `"Ba"^(2+)` и количеству ионов `"OH"^-`, образовавшихся по `"II"` ступени диссоциации:

5) Найдём число катионов `"Ba"^(2+)`, образующихся при диссоциации:

6) Вычислим количество вещества гидроксид-ионов, образовавшихся на обеих стадиях диссоциации, и их число:

Читайте также: