Растворы электролитов. При растворении электролита в воде увеличивается общее число частиц, т

При растворении электролита в воде увеличивается общее число частиц, т. к. электролиты диссоциируют на ионы и наблюдается отклонение от законов Вант-Гоффа и Рауля.

Это отклонение характеризуется изотоническим коэффициентом i, который показывает, во сколько раз осмотическое давление р_осм , повышение температуры кипения Dt_кип, понижение температуры замерзания Dt’_зам электролита, найденные экспериментально, больше соответствующих значений (P_осм, Dt_кип, Dt’_зам )для растворов неэлектролитов при той же молярной концентрации или моляльности.

Значение изотонического коэффициента для растворов электролитов больше 1, для растворов неэлектролитов равно 1.

Осмотическое давление для растворов электролитов с учетом изотонического коэффициента

P_осм = i×n×R×T/V=i×T×R × С_М.

2-й закон Рауля для растворов сильных электролитов выражается уравнениями

Dt_кип= i×m₁×К_э×1000/М×m₂ и Dt_зам= i×m₁×К_к×1000/М×m₂.

Изменение общего числа частиц в растворах электролитов характеризуется степенью электролитической диссоциации a.

Степень диссоциации и изотонический коэффициент электролита связаны между собой соотношением

a = i –1 / k-1,

где k – число ионов, образующихся при диссоциации молекулы вещества.

В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты, диссоциированные на 30 % и больше, обычно называют сильными, диссоциированные в пределах от 30 до 3 % – электролитами средней силы, еще менее диссоциированные – слабыми электролитами.

Согласно новой электростатической теории электролитов, сильные электролиты в разбавленных растворах нацело диссоциированы на ионы, т.е. степень диссоциации a = 1. Однако степень диссоциации определяется экспериментально и оказывается, как правило, меньше единицы (a < 1). Объясняется это тем, что измеряется всегда не истинная, а кажущаяся степень диссоциации. Так, если a = 0,7, то все молекулы диссоциированы на ионы, но ионы свободны лишь на 70 %, остальные 30 % ионов «связаны» электростатическими взаимодействиями.

Слабые электролиты диссоциируют в растворах не полностью. В их растворах устанавливается равновесие между недиссоциированными мо­лекула и продуктами их диссоциации - ионами.

Степенью диссоциации a электролита называется доля его мо­лекул, подвергшихся диссоциации, т.е. отношение числа молекул, рас­павшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул электролита:

,

где n –число молекул, распавшихся на ионы; N – общее число раст­воренных молекул.

В случае электролита АХ устанавливается равновесие

,

константа которого (константа диссоциации) определяется соотношением

.

Для бинарного электролита АХ константа и степень диссоциации свя­заны соотношением (закон разбавления Оствальда):

К_д = С_М × a²/1-a,

где С_м – молярная концентрация электролита, моль/л.

Так как для слабых электролитов степень диссоциации значительно меньше единицы, то для приближенных расчетов можно принять 1 - a » 1. Тогда выражение закона Оствальда упрощается:

К_д = С_М × a², откуда

.

Если в растворе электролита АХ степень его диссоциации равна a, то концентрации ионов А⁺ и в растворе одинаковы и могут быть найдены по формуле [А⁺] = [Х^-] = a × С_М .

Подставив значение a из выражения закона разбавления, находим

[А⁺] = [ ] = .

Задача 697

Раствор, содержащий 2,1 г гидроксида калия в 250 г воды, кристаллизуется при 0,52 °С. Определить кажущуюся степень диссоциации КОН ( = 1,86).

Решение:

Находим понижение температуры замерзания раствора без учета диссоциации электролита (∆t_{зам. выч.}):

Dt_{зам. выч.} = m₁×К_к×1000/М×m₂ = 1,86×2,1×1000/56×250 = 0,28 °С.

Вычисляем изотонический коэффициент:

.

Находим кажущуюся степень диссоциации: КОН = К ⁺ + ОН^– (k = 2),

a = i-1/k-1 = 1,86-1/2-1 = 0,86 или 86 %.

Задача 711

Кажущаяся степень диссоциации карбоната натрия в растворе, содержащем 1,06 г Nа₂СО₃ в 200 г H₂O, равна 0,70. Определить температуру замерзания этого раствора ( = 1,86°).

Решение:

Находим изотонический коэффициент i из формулы

a = i-1/k-1, i = 1+a(k-1).

Na₂CO₃ = 2 Na⁺+ СО₃^2– (k = 3, a = 0,70 в долях единицы, = 106 г/моль),

i=1 + 0,7× (3-1) = 2,4

Вычисляем понижение температуры замерзания раствора

,

Dt_{зам р-ра}= Dt_{зам воды} - Dt_зам=0-0,22=-0,22°С.

Задача 722

Раствор, содержащий 10 г хлорида натрия в 100 г воды, кипит при температуре 101,6 ^oC. Определить кажущуюся степень диссоциации NaCl ( = 0,516°).

Решение:

Находим повышение температуры кипения раствора без учета диссоциации электролита (∆t_{кип. выч.}):

^oC,

t_{кип. р-ра} = t_{кип. р-теля} + ∆t_кип; ∆t_{кип. эксп} = 101,6^o – 100^o = 1,6^o.

Вычисляем изотонический коэффициент:

.

Находим кажущуюся степень диссоциации: NaCl = Na⁺ + Cl^– (k = 2)

или 82 %.

Задача 738

Найти степень диссоциации и концентрацию ионов Н⁺ сероводородной кислоты по первой ступени в 0,1М растворе, если константа диссоциации для этой ступени равна 1,1×10^-7.

Решение:

Сероводородная кислота очень слабая, диссо­циирует по уравнению

H₂S = Н⁺ + HS^–.

Используя упрощенное выражение закона разбавления Оствальда, вычисляем степень диссоциации:

;

a = 1,05×10^-3×100 = 0,105 %.

Концентрация ионов [Н⁺] = С_м × a = 0,1×1,05×10^–3 = 1,05×10^–4 моль/л.

В задачах 694–709 определить кажущуюся степень диссоциации электролитов по температуре замерзания раствора

В задачах 710–721 вычислить температуру замерзания водных растворов электролитов

В задачах 722–736 определить кажущуюся степень диссоциации водных растворов электролитов по их температурам кипения

В задачах 737–753 вычислить степень диссоциации и концентрацию ионов водорода в растворах слабых электролитов по величине их констант диссоциации. Данные констант диссоциации взять из табл. 7 приложения