Характеристика свойств электролитов

Электролиты – вещества, проводящие электрический ток в растворе и расплаве. Поведение электролитов объяснила теория электролитической диссоциации С. Аррениуса(1887 г).

Состояние в растворе сильных электролитов было объяснено теорией П. Дебая и Э. Хюккеля (1923 г). Для количественной характеристики диссоциции электролитов применяют две величины: константу (Кд) диссоциации, и степень диссоциации (α).

Сильные электролиты диссоциируют в разбавленных раствора нацело. В растворах слабых электролитов существует равновесие между ионами и молекулами.

Степень диссоциации (ионизации) α называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул этого вещества в растворе:

α = n/N,

 

где n – число распавшихся на ионы молекул электролита, N – общая концентрация молекул.

Степень диссоциации измеряется в % или в долях единицы. α ≤ 1,тогда

a  = числопродиссоциировавших молекул ×100% общее числомолекул

 

По величине степени диссоциации электролиты делятся на слабые и сильные. Для сильных электролитов, к которым относятся некоторые минеральные кислоты и щелочи, большинство солей, α > 30 %. У слабых электролитов α ≤ 3 %. К слабым относят некоторые минеральные кислоты (HNO₂, HCN, H₂SO₃), большинство оснований, практически все органические кислоты.

В промежутке при значениях α от 3 до 30% электролиты считаются средней силы.

α - зависит от температуры, концентрации и природы электролита.

Важнейшей характеристикой слабого электролита служит константа диссоциации (К_д).

Рассмотрим равновесную реакцию диссоциации слабого электролита НАn:

 

HAn « H⁺ + An ^- .

Константа равновесия Кс этой реакции и есть Кд:

 

[H⁺ ] ×[An^-]

KД =

.

[HAn]

К_д – это отношение произведения концентрации диссоциированных ионов к концентрации непродиссоциированных молекул.

Кд показывает, во сколько раз скорость диссоциации больше скорости ассоциации.

Кд зависит от природы электролита и растворителя, температуры и не зависит от концентрации.

Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита С и его степень диссоциации α, то получим

K = C×a × Ca =

^Д C× (1 - a )

C×a ²

1 - a .

 

Это соотношение называют законом разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов при α << 1 это уравнение упрощается:

Д

K = C×a ² .

 

Тогда

 

 

KД ×C

-1

a =           .

 

Это позволяет заключить, что при бесконечном разбавлении степень диссоциации α стремится к единице. Тогда закон Оствальда может быть сформулирован так: Степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора

Рассмотрим диссоциацию N моль электролита, диссоциирующего на n ионов. Тогда зависимость изотонического коэффициента от степени диссоциации можно записать в виде

i = (1 - a ) × N + a × n × N .

N

 

 

Решая уравнение относительно α, получим

a  = i -1 .

n -1

Определив экспериментально изотонический коэффициент, можно найти степень диссоциации α в условиях эксперимента.

Следует иметь в виду, что в случае сильных электролитов найденное таким способом значение α выражает «кажущуюся» степень диссоциации, поскольку в растворах сильные электролиты диссоциированы полностью.

Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.

Важное значение имеет диссоциация воды, поскольку она участвует в кислотно-основном равновесии растворенных в ней электролитов.

Вода диссоциирует на ионы:

 

Н₂О ⇄ Н⁺ + ОН^‒

Ее константа при 295 К (22 ^оС) равна

 

[H⁺ ] ×[OH^- ]

 

-16

KД =

[H2O]

= 1,8 ×10 .

 

При столь малой константе диссоциации концентрация воды остается практически неизменной и равной

[H2

O] = 1000 = 55,6

18

моль∙л^-1,

 

Отсюда произведение постоянных величин

 

Д     2

K ×[H O] =[H⁺ ]×[OH^-] = const .

 

Численная величина произведения ионов, на которые диссоциирует вода, называемое ионным произведением воды К_в, равна

+

KB = [H

 

][OH^-

] = KД ×[H2O] =

1000 ×1,8 ×10^-16

18

 

= 1×10

 

-14 .

 

Таким образом, в пределах 15-25°С ионное произведение воды K_в=10^-14

Равенство [H⁺ ] и [OH^-] соответствует нейтральной среде:

[H⁺ ] = [OH^- ] = 1 ∙ 10^‒7 моль-ион/л,

 

при [H⁺ ]

при [H⁺ ]

> 1 ∙ 10^‒7 моль-ион/л – кислой,

< 1 ∙ 10^‒7 моль-ион/л – щелочной.

 

Для удобства характеристики кислотности среды было            предложено использовать отрицательный логарифм от ионного уравнения воды.

Очевидно,

 

 

Отсюда

−lg( [H⁺][OH^‒] )=(−lg 1·10^‒14 ).

 

(-lg[Н⁺]) + (-lg[ОН^-]) =(−lg 1·10^‒14 ).

 

 

Величину отрицательного логарифма концентрации ионов водорода называли водородным показателем и обозначили рН, отрицательный логарифм концентрации ионов гидроксила гидроксильным показателем и обозначили его рОН.

Так как рН = -lg[Н⁺], рОН = -lg[ОН^-], тогда рН+ рОН = 14.

Величина рН впервые была введена датским химиком С. Серенсоном. Буква «р» - начальная от датского слова potenz (степень),    «Н»- символ водорода.

В кислых растворах рН <7, в нейтральных =7, в щелочных >7.

В обычной лабораторной практике рН измеряют с погрешностью 0,02.

Величины рН и рОН можно рассчитать используя значения ионного произведения воды.

Если [Н⁺ ] = 10 ^-3 моль-ион/л ; рН = -lg[Н⁺], рН = -lg[10^-3 моль-ион/л]= 3, а рОН = 14 – рН = 14  – 3=11, тогда рН + рОН =14.

Гидролиз солей

Кроме реакции диссоциации, в растворе происходят реакции обмена между растворенным веществом (протолитом) и растворителем (для водных растворов – гидролиз, для неводных – сольволиз).