Работа № 6 Свойства растворов электролитов

Вещества, способные в растворенном или расплавленном состоянии проводить электрический ток, называются электролитами. Соли, кислоты, основания в водном растворе диссоциируют, образуя ионы противоположных зарядов. Вследствие этого их растворы проводят электрический ток и вещества являются электролитами.

Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации . Степень диссоциации – отношение концентрации молекул, распавшихся на ионы, к исходной концентрации молекул. α выражается в относительных единицах  = С_дисс/С_исх и в процентах

Если  = 0 – раствор неэлектролита, если  = 1 – молекулы электролита полностью распались на ионы.

По величине  электролиты условно делятся на сильные, средней силы и слабые (см. табл. п. 3.2). Для сильных электролитов  > 0,3 (> 30 %), для средних 0,03 <  < 0,3 (3 – 30 %), для слабых  < 0,03 (< 3 %). Степень диссоциации зависит от природы электролита, концентрации и температуры.

Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов являются сильными электролитами. Все соли за исключением HgCl₂ и Fe(CNS)₃ – также сильные электролиты.

Концентрация ионов в растворе электролита зависит от его концентрации , степени диссоциации и числа ионов данного вида n_i, на которое распадается молекула электролита:

,

Например, для 0,5 M раствора H₂SO₄ при  = 50 % концентрация ионов водорода [H⁺] = 0,5  0,5  2 = 0,5 моль/л.

Зная степень диссоциации электролита и количество ионов, образующихся при диссоциации одной молекул электролита, можно рассчитать изотонический коэффициент i, который показывает во сколько раз число частиц в растворе электролита больше, чем в растворе не электролита той же концентрации:

i = 1+ α(k – 1),

где k – количество ионов, образующееся при диссоциации одной молекулы электролита.

Сильные и слабые электролиты имеют свои особенности.

При растворении слабых электролитов в воде происходит обратимый процесс диссоциации. Например, в растворе CH₃COOH устанавливается равновесие:

Для обратимого равновесного процесса применим закон действующих масс. Константа равновесия в данном случае называется константой диссоциации:

.

Константа диссоциации характеризует способность слабого электролита к распаду на ионы. Чем меньше величина К_дисс, тем слабее электролит (см. табл. п. 3.3). Например, при сравнении иоказывается, что, следовательно,HCN – более слабая кислота.

Если электролит диссоциирует по ступеням, то каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации. При этом.

На практике удобнее пользоваться не величинами , а величинамиpK – показателями кислоты и основания:

Чем больше pK, тем слабее электролит.

Константа диссоциации зависит от природы вещества и температуры, но не зависит от концентрации, поэтому она дает более общую характеристику электролита, чем .

Для слабых бинарных электролитов степень диссоциации связана с константой диссоциации согласно закону разбавления Оствальда:

.

Для сильных электролитов константа диссоциации не имеет смысла, так как для них процесс диссоциации необратим, т.е. протекает полностью и недиссоциированные молекулы в растворе отсутствуют.

Для характеристики реакции среды в водных растворах введены понятия водородного показателя pH и гидроксильного показателя pOH:

.

Для нейтральной среды pH = 7, pOH = 7; для кислой среды pH < 7, pOH > 7; и для щелочной среды pH > 7, pOH < 7. Сумма pH и pOH всегда равна 14:

pH + pOH = 14.

Насыщенный раствор труднорастворимого соединения, находящегося в равновесии с твердой фазой, относится к гетерогенным системам. Труднорастворимыми веществами принято считать многие электролиты – соли, гидроксиды p- и d-металлов, некоторые кислоты (H₂SiO₃, -H₂SnO₃ и др.). Так, трудно растворимы галогениды серебра, сульфаты бария и стронция, карбонаты бария и кальция. Сульфиды металлов, за исключением сульфидов натрия и аммония также характеризуются очень малой растворимостью (см. табл. п. 5).

Раствор трудно растворимого электролита становится насыщенным при очень малых концентрациях. Между твердой фазой и раствором электролита устанавливается равновесие, например:

.

В насыщенном растворе труднорастворимого соединения при данной температуре согласно закону действующих масс произведение концентраций его ионов есть величина постоянная и называется произведением растворимости. Для AgCl, например, .

В выражении ПР необходимо учитывать стехиометрические коэффициенты в соответствующем уравнении диссоциации, например:

Из понятия ПР вытекают условия образования и растворения осадков. Если произведение концентраций ионов в растворе [Kⁿ⁺]^m[A^m-]ⁿ достигает величины произведения растворимости,[Kⁿ⁺]^m[A^m-]ⁿ = ПР_KmAn, система находится в равновесии. Если [Kⁿ⁺]^m[A^m-]ⁿ > ПР_KmAn или [Kⁿ⁺]^m[A^m-]ⁿ < ПР_KmAn, система стремится к новому состоянию равновесия, приводящему в первом случае к выпадению осадка, во втором – к его растворению. Эти процессы будут происходить до тех пор, пока не будут достигнуты концентрации ионов, соответствующие величине произведения растворимости. В табл. п. 3.6 приведены величины произведений растворимости некоторых труднорастворимых веществ.