Ответы к тесту на стр. 207

Тестовые задания для самоконтроля по теме III на стр. 293 Ответы к тестовым заданиям для самоконтроля по теме III на стр. 313

ТЕМА IV. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ. ПОВЕДЕНИЕ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА. ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ

4.1. Понятие об электролитах и неэлектролитах. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации, константа ионизации. Закон разбавления Оствальда

Электролиты – это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам также относится большинство неорганических веществ: соли, кислоты, основания, а также некоторые органические вещества: карбоновые кислоты и их соли, соли аминов.

Неэлектролиты – вещества, растворы которых не проводят электрический ток. Это большинство органических веществ.

Электролитическая диссоциация – это процесс распада на ионы электролита при растворении в воде или расплав-лении.

Для количественной характеристики силы электролита - глубины распада электролита на ионы в результате взаимодействия вещества и растворителя используются две величины:

степень диссоциации (ионизации) - ;

константа ионизации - Кион.

55

Степень электролитической диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита.

Степень диссоциации принято выражать в долях от единицы: 0 ≤ ≤ 1, или в %: 0 ≤ ≤ 100 %. Например, = 3 % - значит, из 100 молекул только 3 молекулы распадаются на ионы.

характеризует силу электролита: чем больше тем сильнее электролит.

= 0 – это неэлектролит, диссоциация отсутствует;

= 1 – это сильный электролит (НС1О4) – полностью распадается на ионы.

По величине степени диссоциации все электролиты делятся на три группы:

слабые электролиты ( < 3 %);

средней силы (3 % < < 33 %);

сильные электролиты ( > 33 %).

Процесс распада на ионы молекул слабого электролита и электролита средней силы называется ионизацией и это процесс обратимый. Например, уравнение процесса ионизации слабой азотистой кислоты: HNO2 ↔ H+ + NO2-.

Процесс распада на ионы молекул сильного электролита

– процесс необратимый. Например, уравнения диссоциации сильных электролитов:

соляной кислоты НС1 → Н+ + С1-; азотной кислоты HNO3 → H+ + NO3-; гидроксида калия КОН → К+ + ОН-;

средней соли сульфата железа (III) (диссоциация средних солей происходит в одну ступень) Fe2(SO4)3 → 2Fe3+ + 3SO42-.

Факторы, влияющие на величину степени диссоциации

1. Концентрация раствора электролита. С

увеличением концентрации раствора степень диссоциации

56

уменьшается. Чем меньше концентрация электролита в растворе, тем больше степень диссоциации (см. далее закон разбавления Оствальда). При бесконечном разбавлении раствора степень диссоциации приближается к 1 (100 %).

2.Температура. С повышением температуры степень диссоциации увеличивается.

3.Добавление электролита, содержащего одноименные ионы. При добавлении к раствору слабого электролита одноименных ионов степень диссоциации данного электролита уменьшается. Например, добавим к раствору

уксусной кислоты раствор сильного электролита ацетата натрия:

СН3СООН СН3СОО- + Н+; CH3COONa → CH3COO- + Na+ .

В результате увеличилась концентрация ацетат-ионов, равновесие ионизации уксусной кислоты сместилось влево, уменьшилась концентрация ионов Н+ и, соответственно, уменьшилась степень диссоциации.

4.Природа растворителя. Чем полярнее растворитель, тем выше в нем степень диссоциации. Самый полярный растворитель – вода, поэтому в водных растворах степень диссоциации самая высокая.

5.Природа растворенного вещества. Как уже было сказано выше, по степени диссоциации все электролиты делят на три группы: слабые, средней силы и сильные.

Сильные и слабые электролиты

57

Соли

Константа ионизации

В растворе слабых электролитов наблюдается равновесие между молекулами и ионами, к которому можно применить законы химического равновесия и записать константу равновесия (константу ионизации):

[H ][A ]

Кион. [HA]

[ ] – равновесная концентрация.

Кион. – это отношение произведения равновесных концентраций ионов в растворе к равновесной концентрации молекул электролита в растворе.

Кион. зависит от природы растворителя, природы растворенного вещества, температуры и не зависит от концентрации раствора.

Кион. используется для характеристики только слабых электролитов.

Ионизация слабых кислот характеризутся величиной константы ионизации Ка (acid - кислота).

Основность кислоты – это число ионов Н+, которое может отщепляться при диссоциации одной молекулы кислоты.

HCOOH, CH3COOH, HNO2 – одноосновные кислоты; H2SO3, H2СO3 – двухосновные кислоты;

Н3РО4 – трехосновная кислота.

Ионизация слабых одноосновных кислот протекает в одну стадию и характеризуется одной константой ионизации Ка

Например, муравьиной кислоты: НСООН ↔ НСОО- + Н+

58

[HCOO ][H ]

Ка [HCOOH]

Или уксусной кислоты:

СН3СООН ↔ СН3СОО- + Н+ Двух и более основные кислоты ионизируют ступенчато и

характеризуются константами ионизации по каждой ступени:

Ионизация слабых оснований характеризуется величиной Кb (base – основание). Например, ионизация гидрата

аммиака:

NH3∙H2O ↔ NH4OH ↔ NH4+ + OH-

[NH ][OH ] Кв [NH4 H O]

3 2

Закон разбавления Оствальда

Рассмотрим поведение слабого электролита в растворе: КА ↔ К+ + А- .

Введем обозначение:

С - исходная молярная концентрация электролита;

[KA] - равновесная концентрация после распада части молекул электролита на ионы;

- степень диссоциации.

[K+] = C; [A-] = C; [KA] = C - C = C(1 - )

Подставим в константу ионизации:

59