Количественной характеристикой способности электролита распадаться на ионы является степень электролитической диссоциации α.

Она показывает, какая доля от общего количества электролита распадается на ионы.

Степень электролитической диссоциации равна отношению числа молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.

Вещества, молекулы которых не распадаются на ионы, называются неэлектролитами.

К сильным электролитам относятся:

• кислоты: H₂SO₄, HNO₃, HC1, НВг;

• растворимые основания (щелочи): NaOH, КОН, Ва(ОН)₂;

• практически все растворимые соли.

Чем больше а, тем сильнее электролит. Для сильных электролитов α=1. Электролитическая диссоциация характеризуется также константой диссоциации К. Например, в водном растворе уксусной кислоты устанавливается равновесие

СНзСООН ↔Н⁺+СН₃СОО^-.
Тогда

К=[Н⁺] [СН₃СОО-]/[СНзСООН].

Константа и степень диссоциации связаны соотношением (закон разбавления Оствальда)

K=α²C_M/(l-α),

где С_м - молярная концентрация электролита. Если степень диссоциации значительно меньше 1, то при приближенных вычислениях можно принять, что

1-α=1. Тогда выражение закона разбавления упрощается

К = α²С_м,

откуда

К/См.

Это выражение показывает, что . при разбавлении раствора степень диссоциации возрастает.

Пример: Сколько ионов, катионов и анионов образуется в результате электролитической диссоциации 2 молекул FeCl₃?

Решение: пишем уравнение электролитической диссоциации хлорида железа

FeCl₃=Fe³⁺+3Cl^-.

Тогда при диссоциации двух молекул образуется

2FeCl₃=2Fe³⁺+2*3Cl^-

8 ионов: 2 катиона и 6 анионов.

Свойства растворов электролитов, зависящие от концентрации (понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения, осмотическое давление), не подчиняются закону Вант-Гоффа, так как при диссоциации частичная концентрация раствора возрастает. Для количественного описания данных свойств растворов электролитов Вант-Гдфф ввел в уравнения множитель i, названный изотоническим коэффициентом.Следовательно, для электролитов

Δt_зам =i*K*m,

Δt_кип =i*E*m,

P_0CM=i*C_MRT.

Изотонические коэффициенты находят путем сопоставления величин Δt_зам, Δt_кип, Р_осм., определяемых экспериментально, с соответствующими величинами, полученными расчетом. Для электролита данной концентрации

i=Δt_ОПЫТ/Δt _расч=р_опьгг/р _расч.

Изотонический коэффициент и степень диссоциации связаны между собой уравнением

i= 1 +α (k-1) или α= (i-1 )/(k-1),

где k - число ионов, на которые распадается при диссоциации молекула электролита.

Пример: найти изотонический коэффициент хлорида магния MgCl₂. Сильный электролит, α=1.

Решение: напишем уравнение электролитической диссоциации хлорида магния

MgCl₂=Mg²⁺+2Cl^-.

То есть k=3.

Тогда

i=l+α(k-l)=l+l(3-l)=3.

ТЕМА 5.5 ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ (рН) РАСТВОРОВ

Вода является слабым электролитом, диссоциирует в незначительной мере, образуя ионы водорода и гидроксид-ионы

Н₂О↔Н⁺+ОН^-

Этому процессу соответствует константа диссоциации

К=[Н⁺][ОН^-]/[Н₂О].

Так как степень диссоциации воды очень мала, то равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды [Н₂О] с достаточной точностью равна общей концентрации воды, то есть 1000/18=55,55 моль/л. В разбавленных водных растворах концентрация воды мало изменяется, так что ее можно считать постоянной величиной. Тогда выражение для константы диссоциации воды можно преобразовать следующим образом:

[H⁺][0H-] = K[H₂0] = K_HiO.

Константа K_H20, равная произведению концентраций ионов Н⁺ и ОН^-, представляет собой постоянную при данной температуре величину и называется ионным произведением воды.

В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и при 25°С составляют 10"⁷ моль/л. Отсюда следует, что при этой температуре

K_HiO=10^-14

Сростом температуры диссоциация воды увеличивается, так как это процесс эндотермический.

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами

[Н⁺]=[ОН^-]=10 ^-7моль/л.

В кислых растворах [Н⁺]>[ОН^-], в щелочных растворах [Н⁺]<[ОН^-]. Вместо концентрации удобнее пользоваться их десятичными логарифмами, взятыми с обратным знаком; эти величины обозначаются символами рН и рОН и называются соответственно водородным и гидроксильным показателями

рН=-lg[Н⁺]

pOH=-lg[OH^-].

Логарифмируя соотношение [H⁺][OH^-]=K_H2Oи меняя знак на обратный, получим

pH + pOH = pK_H2O.

В частности, при 25°С рН+рОН=14. При этой температуре в нейтральных растворах рН=7, в кислых рН<7, в щелочных - рН>7.

Пример: Чему равна величина рН раствора, если концентрация ионов водорода в растворе равна 10 ^-8 моль/л? Решение: рН= -lg[H⁺]= -lg 10 ^-8=8.

ТЕМА 5.6 ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

В насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита устанавливается равновесие между осадком электролита и ионами электролита в растворе.

Например, в насыщенном растворе сульфата бария устанавливается следующее равновесие

BaSO₄↔Ba²⁺+SO₄^2-.

Выражение для константы равновесия данного процесса выглядит следующим образом

K=[Ba²⁺][SO₄^2-]/[BaSO₄].

Знаменатель, этой дроби есть величина постоянная, поэтому произведение

К[ BaSO₄]= const.^;

Отсюда следует, что произведение

[Ba²⁺][SO₄^2-] = const, называется произведением растворимостии обозначается ПР. То есть

ПP=[Ba²⁺][SO₄²-].

Отсюда следует что, произведение концентраций ионов малорастворимого электролита, содержащихся в его насыщенном растворе (произведение растворимости), есть величина постоянная при данной температуре.

Если молекула электролита при диссоциации образует два или несколько одинаковых ионов, то в выражении для произведения растворимости концентрации этих ионов должны быть возведены в соответствующие степени, например

ПP(CaF₂ )=[Ca²⁺][F^-]²

ПР(Са₃ (PO₄)2)=[Ca²⁺]³[PO₄^3-]².

При увеличении концентрации одного из ионов электролита в его насыщенном растворе произведение концентраций ионов электролита становится больше ПР. При этом равновесие между твердой фазой и раствором смещается в сторону образования осадка. Таким образом, условием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов малорастворимого электролита над его произведением •растворимости.В результате образования осадка концентрация другого иона, входящего в состав электролита, тоже изменяется. Устанавливается новое равновесие, при котором произведение концентраций ионов электролита вновь становится равным ПР. Наоборот, растворение осадка малорастворимого электролита происходит при условии, что произведение концентраций его ионов меньше значения ПР.

Пример: растворимость Mg(OH)₂ при 18°С равна 1,7*10 ^-4 моль/л. Найти ПР Mg(OH)₂ при этой температуре.

Решение: при растворении каждого моля Mg(OH)₂ в раствор переходит 1 моль ионовМg²⁺ и вдвое больше ионов ОН^-. Следовательно, в насыщенном растворе Mg(OH)₂

[Mg²⁺]=1,7*10 ^-4 моль/л;

[ОН-]=3,4*10 ^-4моль/. Отсюда

ПP=[Mg²⁺][OH^-]²=l,7*10-⁴*(3,4*.10 ^-4)²=l,96*10 ^-11.

ТЕМА 5.7 ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ