Тема7 Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Ионное произведение воды. Гидролиз

Электролитическая диссоциация – распад молекул на ионы в растворе или расплаве.

Электролитическая диссоциация соединений разных классов:

кислот HNO₃ = H⁺ + NO₃^–

HCl = H⁺ + Cl^–

H₂SO₄ (разб.) = 2H⁺ + SO₄²⁻

многоосновных кислот ступенчато, в основном по первой ступени:

H₃РО₄ = H⁺ + H₂РО₄^– (первая ступень)

H₂РО₄^– = H⁺ + HРО₄^2– (вторая ступень)

HРО₄^2– = H⁺ + РО₄^3– (третья ступень)

H₂SO₄ (конц.) = H⁺ + HSO₄⁻

HSO₄⁻ = H⁺ + SO₄²−

оснований NaOH = Na⁺ + OH^–

многокислотных оснований ступенчато, в основном по первой ступени

Ва(OH)₂=ВаOH⁺+OH^–(первая ступень)

ВаOH⁺ ⇄ Ва²⁺ + OH^– (вторая ступень)

В щелочной среде из амфотерных гидроксидов Al(OH)₃, Cr(OH)₃, Zn(OH)₂ образуются комплексные гидроксиды Na[Al(OH)₄, Na₃[Cr(OH)₆], Na₂[Zn(OH)₄]

всех солей растворимых в воде – практически полностью, из них:

средних солей Al₂(SO₄)₃ = 2Al³⁺ + 2SO₄^2–

кислых солей ступенчато, в основном по 1 ступени

NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃^– (первая ступень)

HCO₃^– = H⁺ + CO₃^2– (вторая ступень)

основных солей ступенчато, в основном по 1 ступени

CuOHCl = CuOH⁺ + Cl^– (первая ступень)

CuOH⁺ = Cu⁺² + OH^– (вторая ступень)

двойных солей KAl(SO₄)₂ = K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2–.

комплексных солей Na₂[Zn(OH)₄] = 2Na⁺ + [Zn(OH)₄)]^2–.

Степень диссоциации (α) – отношение числа молекул электролита распавшихся на ионы к общему числу его молекул в растворе. Понятие степени диссоциации неприменимо к сильным электролитам.

Электролиты – вещества, которые в расплавах или растворах в заметной степени распадаются на ионы (положительные катионы и отрицательные анионы) и проводят электрический ток (проводники второго рода, ионная проводимость).

Неэлектролиты– не распадаются на ионы, их растворы не проводят ток.

Сильные электролиты – вещества, диссоциирующие в растворах полностью:

Слабые электролиты – вещества, диссоциирующие частично, в их растворах устанавливается равновесие между молекулами и ионами.

a<3% Н₂О, СН₃СООН, H₂C₂O₄;

a=3÷30% – кислоты H₂CО₃, H₂SО₃, HNO₂, CH₃CООH, гидроксиды аммония NH₄OH и металлов, кроме щелочей.

О силе электролита судят по электропроводности его растворов и по химической активности в реакциях: чем выше электропроводность и активнее участие в реакциях, тем больше ионов в растворе и тем выше сила электролита.

Сила оснований и кислот связана со степенью их диссоциации. Сильные основания и кислоты имеют высокую степень диссоциации (α≈1), образуют в растворе много ионов, поэтому являются сильными электролитами (хорошо проводят ток) и активно взаимодействуют в химических реакциях. Слабые основания и кислоты – диссоциируют в незначительной степени (α«1), являются слабыми электролитами (плохо проводят ток), не активно ведут себя в реакциях.

Не следует путать понятия «сила» и «растворимость» оснований и кислот. Например, гидроксид аммония NH₄OH растворим в воде но не является щелочью, это слабое основание, в растворе находится преимущественно в виде недиссоциированных молекул, неактивно реагирует с кислотами. Гидроксид кальция Са(ОН)2 – плохо растворим в воде, но перешедшие в воду молекулы полностью диссоциированы, Са(ОН)2 активно реагирует с кислотами и является сильным основанием. Гидроксид кальция, вернее его растворенная в воде часть (тривиальное название известковая вода) является щелочью.

Следует напомнить, что сказанное выше о диссоциации относится к растворам электролитов. Количество ионов труднорастворимых сильных электролитов, таких как многокислотные основания Mg(OH)₂, Са(OH)₂ и солей ВаSO₄, СаСО₃, в растворах мало и зависит от ПР этих соединений.

Константа диссоциации (К_дис) – константа равновесия процесса диссоциации, количественная характеристика слабых электролитов, не зависит от концентрации раствора.

NH₄OH ⇄ NH₄⁺+ OH^–

Показатель константы диссоциации: PК = – lg К_дис.

Закон разбавления Оствальда связывает константу и степень диссоциации:

, где , См - молярная концентрация

Если α значительно меньше 1, уравнение закона Оствальда упрощается:

.

Для бинарного слабого электролита

[К⁺]=[Аn^–]= .

Например: для слабого основания NH₄OH

[NH₄⁺]=[OH^–]=

для слабой кислоты НСlO

[H⁺]=[СlO^–]=

Изменение условий смещает равновесие процесса диссоциации:

разбавление раствора усиливает диссоциацию,

добавка одноименного иона, (т.е. увеличение концентрации одного из ионов) подавляет диссоциацию электролита.

Пример 1Напишите уравнение электролитической диссоциации муравьиной кислоты и найдите концентрацию ионов Н⁺ и НСОО^- в водном растворе, молярность которого составляет См=0,01моль/л, а константа диссоциации К_дис =1,810^-4.

Решение

Муравьиная кислота – слабая кислота. В водном растворе присутствуют в основном молекулы HCOOH и некоторое количество ионов, образовавшихся в результате диссоциации.

При диссоциации из одной молекулы образуется один ион H⁺ и один ион HCOO^–.

HCOOH H⁺ + HCOO^–, т.е. С_H+ = С_HCOO–

Концентрацию ионов найдем из упрощенного выражения закона Оствальда.

С_H+ = С_HCOO–= 1,34 10^-3моль/л.