Самостоятельная работа по дисциплине «Неорганическая химия»

Список литературы

1. Детлаф А. А., Яворский Б. М. Курс физики: Учебное пособие для вузов — М.: Высшая школа, 1989. — С. 113.

2. Яцимирський В. К. Фізична хімія. (На украинском)
Агеев Е. П. Осмос // Большая российская энциклопедия. — М.: Большая российская энциклопедия, 2014. — Т. 24. — С. 548.
3. Гриффин Д., Новик Эл. Живой организм, пер. с англ.. — M.: Мир, 1973.
4. Ершов. Общая химия. — Издание восьмое, стереотипное. — Москва: Высшая школа, 2010. — 559 с.
5. Курс физической химии / под ред. Я. И. Герасимова. — М. — Л., 1963—1966. — Т. 1—2.
6. Мелвин-Хьюз Э. А. Физическая химия, пер. с англ., кн. 1—2. — М., 1962.
7. Нобел П. Физиология растительной клетки (физико-химический подход), пер. с англ.. — М., 1973.
8. Пасынский А. Г. Коллоидная химия. — 3 изд. — М., 1968.
9. Проссер Л., Браун Ф. Сравнительная физиология животных, пер. с англ.. — М., 1967.
10. Ребиндер П. А.. Осмос // Краткая химическая энциклопедия. — М.: Советская энциклопедия, 1964. — Т. 3. — С. 398 (стб. 795—796).


ТЕМА: СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролиты отличаются друг от друга степенью электролитической диссоциации. Это величина, показывающая отношение распавшихся ионов к общему количеству молекул вещества. Чем больше степень диссоциации, тем быстрее растворяются или расплавляются вещества.

Степень диссоциации вычисляется по формуле α = n/N, где n – количество распавшихся молекул, N – общее количество молекул. Чтобы выразить степень диссоциации в процентах, необходимо n/N умножить на 100 %.
В зависимости от степени диссоциации выделяют два типа электролитов:

• 
  сильные – быстро распадаются на катионы и анионы;
  
• 
  слабые – затруднительно распадаются ионы.
  

Диссоциации подвергаются вещества с ковалентными полярными или ионными связями. Молекулы воды оттягиваю полярные молекулы вещества. Нагревание кристаллических веществ вызывает колебание ионов в узлах кристаллической решётки вплоть до её разрушения.

На степень диссоциации влияют внешние факторы – температура, давление, концентрация вещества или растворителя. При неизменных условиях устанавливается равновесие – константа диссоциации.

При обратимой диссоциации протекает два противоположных процесса: одновременно с распадом вещества на ионы (диссоциацией) происходит обратный процесс объединения ионов в молекулы вещества (ассоциация). Благодаря этому часть вещества в растворе существует в виде ионов, а часть — в виде молекул (рис. 10.1, б). Электролиты, которые при растворении в воде распадаются на ионы только частично, называют слабыми электролитами. К их числу относится вода, многие кислоты, а также нерастворимые гидроксиды и соли (схема 5).
В уравнениях диссоциации слабых электролитов вместо обычной стрелки записывают двунаправленную стрелку (знак обратимости):
HNO2 ⇄ H+ + NO-2
Силу электролитов можно объяснить полярностью химической связи, которая разрывается при диссоциации. Чем более полярна связь, тем легче под действием молекул воды она превращается в ионную, следовательно, тем сильнее электролит. В солях и гидроксидах полярность связи наибольшая, поскольку между ионами металлических элементов, кислотными остатками и гидроксид-ионами существует ионная связь, поэтому все растворимые соли и основания — сильные электролиты. В оксиген содержащих кислотах при диссоциации разрывается связь O-H, полярность которой зависит от качественного и количественного состава кислотного остатка. Силу большинства оксиген содержащих кислот можно определить, если обычную формулу кислоты записать в виде E(OH)mOn. Если в этой формуле будет n < 2 — кислота слабая, если n ≥ 2 — сильная.
Степень диссоциации
Силу электролитов количественно характеризует степень электролитической диссоциации α, показывающая долю молекул вещества, которые распались в растворе на ионы.
По значению степени электролитической диссоциации электролиты часто разделяют не на две, а на три группы: сильные, слабые и электролиты средней силы. Сильными электролитами считают те, степень диссоциации которых более 30 %, а слабыми — со степенью менее 3 %. Электролиты с промежуточными значениями α — от 3 % до 30 % — называют электролитами средней силы. По этой классификации таковыми считаются кислоты: HF, HNO2, H3PO4, H2SO3 и некоторые другие. Две последние кислоты являются электролитами средней силы только по первой стадии диссоциации, а по другим — это слабые электролиты.
Степень диссоциации — величина переменная. Она зависит не только от природы электролита, но и от его концентрации в растворе. Эту зависимость впервые определил и исследовал Вильгельм Оствальд. Сегодня ее называют законом разведения Оствальда: при разбавлении раствора водой, а также при повышении температуры степень диссоциации увеличивается.
Какие электролиты называют сильными?

• 
  Растворимые в воде,
  
• 
  Не растворимые в воде, но проводящие электрический ток
  
• 
  Растворимые в воде, проводящие электрический ток
  
• 
  Не растворимые в воде, плохо проводящие электрический ток
  

Из урока химии узнали, что такое электролиты. Это вещества, способные проводить электрический ток за счёт содержания положительно и отрицательно заряженных ионов – катионов и анионов. Электролиты бывают двух видов. Сильные электролиты необратимо распадаются на ионы. К ним относится большинство солей, сильные кислоты, щёлочи. Слабые электролиты плохо распадаются на ионы. Диссоциация в этом случае протекает обратимо. К слабым электролитам относятся органические и слабые кислоты, вода и нерастворимые основания.