CHEM:Dysocjacja elektrolityczna w roztworach wodnych

Z edu
brain.fuw.edu.pl/edu / Chemia ogólna > Dysocjacja elektrolityczna w roztworach wodnych
KL grafika.png KAPITAŁ LUDZKI
NARODOWA STRATEGIA SPÓJNOŚCI
Universitas Varsoviensis orzelek trans 116x128.png
UNIA EUROPEJSKA
EUROPEJSKI
FUNDUSZ SPOŁECZNY
European flag.svg
Projekt Fizyka wobec wyzwań XXI w. współfinansowany jest przez Unię Europejską ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego w ramach Programu Operacyjnego Kapitał Ludzki.

Spis treści

Dysocjacja elektrolityczna

  • Dysocjacja elektrolityczna jest to rozpad cząsteczek elektrolitów na kationy i aniony pod wpływem rozpuszczalnika (S.Arrhenius, 1887).
  • Procesowi dysocjacji ulegają substancje o budowie jonowej lub polarnej (dipole).
  • Mechanizm procesu dysocjacji cząsteczek polarnych (wodorki kwasowe, nieorganiczne kwasy tlenowe, kwasy organiczne) polega na rozrywaniu spolaryzowanych wiązań kowalencyjnych w wyniku oddziaływania z polarnymi cząsteczkami rozpuszczalnika.
  • Podczas rozpuszczania związków jonowych (soli metali, wodorków jonowych, wodorotlenków litowców i berylowców) kryształy ulegają rozpadowi na poszczególne jony, jeżeli energia sieciowa jest mniejsza od energii hydratacji jonów.

Przykład

Energia sieciowa NaF wynosi 1033 kJ/mol, energia hydratacji jonu Na+ 422 kJ/mol, jonu F¯ 485 kJ/mol. Energia hydratacji obu jonów jest niższa od energii sieciowej, w związku z czym NaF wykazuje słabą rozpuszczalność w wodzie. W przypadku CsJ jest odwrotnie: energia hydratacji Cs+ i J¯ (585 kJ/mol) jest większa od energii sieciowej (582 kJ/mol), a rozpuszczalność CsJ jest około 10-krotnie większa niż NaF.

Efekty hydratacyjne

W roztworach wodnych jony są hydratowane (H3O+, Na(H2O)6+, Cr(H2O)6+3). Jony ulegające hydratacji są na ogół otoczone więcej niż jedną warstwą cząsteczek wody bezpośrednio z nim związanych. Liczba cząsteczek tworzących otoczkę hydratacyjną jonu jest nazywana liczbą hydratacyjną. Wyznacza się ją doświadczalnie (z pomiarów przewodnictwa, ciepła hydratacji, badania zmian objętości przy rozpuszczaniu soli).

Wiązania hydratacyjne są znacznie słabsze od wiązań kowalencyjnych, dlatego zazwyczaj nie uwzględnia się efektów hydratacyjnych w równowagach jonowych (hydratowanie jonów pomija się również w równaniach reakcji).

Właściwości roztworów elektrolitów

  • Słabe przewodnictwo elektryczne <\unit{10^{-2}}{\frac{1}{m\Omega}}, znacznie mniejsze w porównaniu z przewodnictwem metali \unit{10^6-10^8}{\frac{1}{m\Omega}} (duże różnice w ruchliwości jonów i elektronów).
  • Efekt ebulioskopowy i krioskopowy zależny od stężenia jonów, a nie stężenia molowego elektrolitu.
  • Konieczność stosowania aktywności jonów zamiast stężenia w roztworach mocnych elektrolitów o wysokich stężeniach molowych ai = fici, gdzie fi jest współczynnikiem aktywności jonu i, ci stężeniem molowym tego jonu.

Stopień dysocjacji

  • Stopień dysocjacji α ilościowo charakteryzuje moc elektrolitu: jest to stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych (Nα) do liczby cząsteczek wprowadzonych do roztworu (N) :
\alpha = \frac{N_\alpha}{\alpha}
0 < α < 1 lub 0%< α <100%.
  • Elektrolity, dla których α > 0.3 (30%) są elektrolitami mocnymi, elektrolity o stopniu dysocjacji α < 0.05 (5%) są elektrolitami słabymi.
  • Stopień dysocjacji zależy od rodzaju elektrolitu, stężenia roztworu (wzrasta w miarę rozcieńczania), temperatury (rośnie ze wzrostem temperatury) oraz obecności innych substancji w roztworze (głównie jonów).

Stała dysocjacji

Stała dysocjacji charakteryzuje słabe elektrolity, których cząsteczki częściowo ulegają rozpadowi na jony. Między jonami i cząsteczkami niezdysocjowanymi istnieje stan równowagi:

AB ↔ A+ + B¯

opisany stałą dysocjacji

K= \frac{[A^+][B^-]}{[AB]},

gdzie [A + ] i [B] oznaczają stężenia molowe jonów, natomiast [AB] oznacza stężenie molowe elektrolitu wprowadzonego do roztworu. Stała dysocjacji w tej postaci jest stałą stężeniową.

Prawo Debye'a-Hückla

Poprawne obliczenia dla stężonych roztworów mocnych wymagają znajomości współczynników aktywności, które wyznacza się ze wzoru Debye'a-Hückla

-\log f_i  = \frac{A z_i^2}{1 + Bd\sqrt{I}}

gdzie zi jest ładunkiem jonu i, A i B stałymi których wartość zależy od temperatury i właściwości rozpuszczalnika, d odpowiada średnicy uwodnionego jonu, I jest siłą jonową, którą oblicza się ze wzoru:

I=\frac{1}{2} \sum_{i=1}^n c_i z_i^2

gdzie ci oznacza stężenie molowe jonu i, a zi jego ładunek. Siła jonowa jest miarą oddziaływań międzyjonowych w roztworze i wyraża się w jednostkach stężenia (mol/dm3).

Przykłady obliczeń

Zadanie 1

Obliczyć siłę jonową wodnego roztworu Na2SO4 o stężeniu 0,2 mol/dm3.

Rozwiązanie

W oparciu o reakcję dysocjacji soli:

Na2SO4 → 2 Na+ + SO42-.

obliczamy stężenia molowe poszczególnych jonów.

Stężenie jonów sodowych wynosi 0.4 mol/dm3, a jonów siarczanowych 0.2 mol/dm3. Podstawiając te wartości do wzoru na siłę jonowa uzyskujemy wartość

I = \frac 1 2  \left(\unit{0.4}{\frac{ mol}{dm^3}} \cdot 1 + \unit{0,2}{ \frac{mol}{dm^3}} \cdot 4\right) = \unit{0.6}{ \frac{mol}{dm^3}}

Zadanie 2

Jakie jest stężenie jonów chlorkowych w roztworze CaCl2 o sile jonowej 0,21 mol/dm3?

Rozwiązanie

Stężenie CaCl2 oznaczamy jako C. W wyniku dysocjacji soli

CaCl2 → Ca2+ + 2Cl‾

stężenie jonów wapniowych w roztworze wynosi C, a jonów chlorkowych 2C Siła jonowa I = 0.21 mol/dm3 = 1/2(4C + 2C) Stąd C = 0,07 mol/dm3 (stężenie jonów wapniowych). Stężenie jonów chlorkowych wynosi 0,14 mol/dm3.

Typy reakcji jonowych

  • Reakcje między jonami — zobojętnianie, stącanie osadów.
  • Reakcje między jonami i cząsteczkami — hydroliza.
  • Reakcje między atomami i jonami — wypieranie wodoru z roztworów kwasów przez metale.
  • Reakcje typu kwas-zasada (równowagi protolityczne) — wymiana protonów.
  • Reakcje utleniania i redukcji (równowagi redoks) — wymiana elektronów.
  • Reakcje tworzenia związków kompleksowych (równowagi kompleksowania) — wymiana ligandów.
Osobiste