Иногда массовую долю растворенного вещества выража¬ ют не в долях единицы, а в процентах (проиентнм концент¬

рация):

Очень часто концентрацию насыщенного раствора, наряду с вышеперечисленными характеристиками, выражают через

так называемый коэффициент растворимости или просто

растворимость вещества.

Отношение массы вещества, образующего насыщенный

раствор при данной температуре, к массе растворителя назы¬

Растворимость вещества s показывает максимальную мас¬

су вещества, которая может раствориться в 100 г раствори¬

теля (см. задачу 4):

§ 5.2. Электролиты и электролитическая диссоциация

Известно, что существуют две основные причины про¬ хождения электрического тока через проводники: либо за

счет переноса электронов, либо за счет переноса ионов.

Электронная проводимость присуща, прежде всего, метал¬ лам. Ионная проводимость присуща многим химическим со¬

единениям, обладающим ионным строением, например, со¬

лям в твердом или расплавленном состояниях, а также

многим водным и неводным растворам. Все вещества по их

поведению в растворах принято делить на две категории: а)

вещества, растворы которых обладают ионной проводи¬

мостью (электролиты); б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью (неэлектролиты). К элек¬

тролитам относится большинство неорганических кислот,

оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие ор¬ ганические соединения, например, спирты и углеводы.

Оказалось, что растворы электролитов обладают более

низкими значениями температуры плавления и более высо¬

кими температурами кипения по сравнению с соответствую¬

щими значениями для чистого растворителя или для раство¬

ра неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения

81

этих свойств шведский ученый С.Аррениус в 1887 г. предло¬

жил теорию электролитической диссоциации.

Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положи¬

тельно и отрицательно заряженных ионов катионов и

анионов. Например, молекула уксусной кислоты так диссо¬

циирует в водном растворе:

СНзСООН > Н+ + СНзСОО".

Процесс диссоциации во всех случаях является обрати¬

мым, поэтому при написании уравнений реакции диссоциа¬ ции применяется знак обратимости < >. Различные электро¬

литы диссоциируют на ионы в различной степени. Полнота распада зависит от природы электролита, его концентрации,

природы растворителя, температуры.

Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Важным понятием теории диссоциа¬

ции является понятие о степени диссоциации.

Степенью диссоциации а называется отношение числа мо¬

лекул, распавшихся на ионы (и*) к общему числу растворен¬

ных молекул (и)

Из (5.6) очевидно, что а может изменяться от О

(диссоциации нет) до 1 (полная диссоциация). Степень дис¬

социации часто выражают в процентах.

Электролиты со степенью диссоциации больше 30% назы¬ вают сильными, со значениями а от 3 до 30% средними, ме¬

нее 3% слабыми электролитами.

К сильным электролитам относятся почти все соли, неко¬

торые кислоты и некоторые основания. К слабым электроли¬

там относится большинство кислот (особенно органических)

и оснований.

Степень диссоциации электролитов зависит от концент¬ рации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более

разбавлен раствор). Более точной характеристикой диссо¬

циации электролита является константа диссоциации, кото¬

рая от концентрации раствора не зависит.

Поскольку диссоциация электролита АК на катионы К+ и

анионы А" является обратимым равновесным процессом

82

то к нему применим закон действующих масс, и можно опре¬

делить константу равновесия, называемую в таких случаях

константой диссоциации:

В таблице. 5.1 представлены численные значения кон¬

стант равновесия для некоторых процессов. Диапазон кон¬

Например, высокое значение К для реакции

означает, что если в раствор, содержащий ионы серебра Ад+,

внести металлическую медь, то в момент достижения равно¬

весия концентрация ионов меди [Си2+] намного больше, чем

квадрат концентрации ионов [Ад+]2.

Напротив, низкое значение К в реакции

говорит о том, что к моменту достижения равновесия рас¬

творилось очень малое количество хлорида серебра.

Обратим особое внимание на форму записи выражений

для констант равновесия (второй столбец табл. 5.1). Если

концентрации некоторых реагентов существенно не изменя¬

ются в процессе реакции, то они не записываются в выраже¬

нии для константы равновесия (в табл. 5.1 такие константы

обозначены KS).

Например, дтя реакции (5.8) вместо выражения

к[Cu2+] [Ag]2 [Ag+]2 [Си]

втабл. 5.1 мы находим выражение

к\ [°и2*] =к 1Сц1

[Ад+]2 [Ад]2

Это объясняется тем, что концентрации металлических ме¬

ди и серебра введены в константу равновесия. Концентрации

меди и серебра определяются их плотностью и не могут быть

изменены. Поэтому эти концентрации нет смысла учитывать

при расчете константы равновесия.

Аналогично объясняется выражение константы равнове¬

сия при растворении AgCI.

Константы диссоциации малорастворимых солей и гид¬

роксидов металлов принято называть произведением раство¬

римости (обозначается ПР).

84

IH*hoh'I

|Н20]

Концентрация воды во время реакций в водных растворах

практически не изменяется и вводится в константу равнове¬

сия.

Ионное произведение воды. pH раствора. В табл. 5.1 при¬

ведено значение Кию = 1 Ю14. Указанную константу для воды называют ионным произведением воды, которое зависит

только от температуры.

Согласно реакции (5.10), при диссоциации воды на каж¬

дый ион Н+ образуется один ион ОН', следовательно, в чис¬

той воде концентрации этих ионов одинаковы: [Н+] = [ОН-].

Используя значение ионного произведения воды, находим:

[Н+] = [ОН-] = д/lO-14 = Ю"7 моль/л.

Таковы концентрации ионов Н+ и ОН- в чистой воде. Рас¬ смотрим, как изменится концентрация при добавлении дру¬

гих веществ, например соляной кислоты, которая диссоции¬

рует в воде на ионы Н+ и СГ. Концентрация ионов Н+ в

растворе станет увеличиваться, но ионное произведение воды

от концентрации не зависит в таком случае уменьшается

концентрация [ОН-].

Напротив, если к воде добавить щелочь, то концентрация

[ОН-] увеличится, а [Н+] уменьшится. Концентрации [Н+] и

[ОН-] взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше

другая, и наоборот.

Кислотность растворов обычно выражают через концент¬ рацию ионов Н\ В кислых растворах [Н+] > 10-7 моль/л, в

нейтральных [Н+] = 10"7 моль/л, в щелочных [Н+] < 10-7

моль/л.

Чтобы не писать числа с показателем степени, кислот¬

ность раствора часто выражают через отрицательный лога¬ рифм концентрации ионов водорода, называя эту величину во¬

дородным показателем и обозначая ее pH:

В кислых растворах pH < 7, в нейтральных pH = 7, в ще¬

лочных pH > 7.

85