8.2. Растворы электролитов
Электролиты - вещества, растворы которых проводят электрический ток, так как в растворах электролитов имеются подвижные заряженные частицы (ионы). К электролитам относятся вещества с ковалентной полярной или ионной связью.
Электролитическая диссоциация - процесс распада вещества на ионы при растворении в полярном растворителе. Основные положения теории электролитов описываются теорией электролитической диссоциации Аррениуса:
Степень электролитической диссоциации () - количественная характеристика диссоциации:
=
.
Сильные электролиты - степень диссоциации больше 30% и почти не зависит от концентрации раствора (растворы большинства солей, щелочей и некоторых кислот).
Слабые электролиты - степень диссоциации меньше 3% и уменьшается с ростом концентрации раствора (вода, ряд кислот, основания p-, d- b f- элементов).
Константа диссоциации (Кд) - константа равновесия для обратимого процесса диссоциации слабого электролита.
В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации ионами. Например, для реакции диссоциации уксусной кислоты в водном растворе устанавливается равновесие:
CH3COOH D CH3COO + H+,
которое количественно характеризуется константой равновесия (в этом случае ее называют константой диссоциации Кд):
(8.5)
Так
как
(1
)·С
(С
концентрация), то Кд
=
(а) и при
<<1
(б) . (8.6)
Выражение (8.6) закон разбавления Оствальда для слабых электролитов, молекулы которых диссоциируют на 2 иона. При большем числе ионов выражение усложняется. Так, для электролита состава KnAm :
KnAm
= nKm+
+ mAn-
, 
;
.
Для
слабых электролитов (1)
1 и
;
.
(8.7)
Экспериментально определяемые для сильных электролитов степени диссоциации называют кажущимися (каж). Как правило, каж не равна 100 % (или 1), что связано с объединением части ионов в нестойкие ионные пары или агрегаты ионов. Из закона разбавления следует, что увеличивается с уменьшением концентрации.
Пример 5.Константа диссоциации азотистой кислоты равна 7·10–4. Концентрация раствора 0,1 М. Вычислить степень диссоциации кислоты (%).
Решение.
Из (7.6): с
=
8,37·102.
8.2.1. Диссоциация кислот, оснований и солей
В
соответствии с теорией электролитической
диссоциации Аррениуса кислоты в водных
растворах диссоциируют на ионы Н+
и соответствующие анионы; основания
на ионы ОН
и катионы; соли
на анионы и катионы.
Диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато, причем константа и степень диссоциации в каждой ступени обычно уменьшаются на 37 порядков, так что часто можно учитывать лишь диссоциацию по 1-й ступени:
H3PO4 ⇆ H2PO4 + H+ К1 = 7,4103 ;
H2PO4 ⇆ НPO42 + H+ К2 = 6,3108 ;
НPO42- ⇆ PO43 + H+ К3 = 4,41013.
Пример 6.Расположите ионы 1) H+, 2) HPO42–, 3) PO43–, 4) H2PO4–, образующиеся при диссоциации ортофосфорной кислоты в порядке увеличения их концентрации. Какой из этих ионов имеет наименьшую концентрацию?
Решение. Исходя из констант диссоциации кислоты (они приведены выше), видно, что преобладающее значение имеет диссоциация по 1-ой ступени, а, следовательно, и концентрации ионов будут больше. Таким образом, ответом будет следующее расположение: 3241. Наименьшую концентрацию имеет ион под номером 3.
Растворимые средние соли (Na2CO3, NaCl, K2SO4 и др.) обычно сильные электролиты и диссоциируют в воде нацело в одну ступень независимо от состава. Например:
Na2CO3 = 2Na+ + CO32.
Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато:
1. NaHCO3 = Na+ + HCO3, 2. HCO3 ⇆ H+ + CO32.
Основные соли: 1. MgOHCl = MgOH+ + Cl , 2. MgOH+ ⇆ Mg2+ + OH.
Пример 7. Сколько моль катионов и анионов содержится в 3-х л 0,5 М раствора сульфата алюминия?
Решение. В растворе соль диссоциирует по уравнению: Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42.
Из уравнения следует, что из каждого моля сульфата алюминия получается 2 моль катионов алюминия и 3 моль анионов 3SO42. В растворе содержится 1,5 моль соли (0,5 М раствор содержит 0,5 моль в литре раствора, а в 3-х литрах 1,5). Таким образом, из 1,5 моль при диссоциации получится 3 моль катионов и 4,5 моль анионов.