Тема 3. Растворы

3.1. ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Содержание материала для самостоятельного изучения

Вещества электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация и ее зависимость от типа химической связи в молекуле вещества. Степень и константа электролитической диссоциации; сильные и слабые электролиты. Диссоциация кислот, оснований и солей. Ионно-молекулярные уравнения реакций и порядок их составления. Условия протекания необратимых и обратимых реакций двойного обмена.

Литература: [1 - гл. VIII, §§ 8.3 - 8.4]; [2 - гл. VII, §§ 7.5 - 7.6];

[3 – гл. VII §§ 81…88].

Основные теоретические положения

Электролиты – вещества, раствор или расплав которых проводит электрический ток. Электролитической диссоциацией называют распад молекул электролита в растворе на положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы под действием полярных молекул растворителя. В результате диссоциации образуются гидратированные ионы, если растворитель вода, в общем случае – сольватированные ионы.

Процесс диссоциации количественно характеризуется степенью диссоциации и обозначается – α. Степень электролитической диссоциации – это отношение числа молекул, распавшихся на ионы к общему числу растворенных молекул:

α = С _дисс. / С _общ.,

где С _дисс - концентрация продиссоциировавших молекул, моль/л.;

С _общ. - исходная концентрация раствора, моль/л.

Электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют практически нацело (α =1). Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют частично.

К сильным электролитам относятся:

• неорганические кислоты: HNO₃, HCl, HBr, HJ, H₂SO₄, HClO₄, HMnO₄;

• основания элементов главных подгрупп первой и второй групп периодической системы, кроме лития, бериллия, магния;

• почти все соли, например: NaCl, K₂SO₄, CaCl₂.

Диссоциация слабых электролитов – процесс обратимый, приводящий к состоянию равновесия , характеризуется константой равновесия (константой диссоциации Kд). Константа диссоциации – это отношение произведения концентраций образовавшихся ионов к концентрации нераспавшихся молекул, зависит от природы вещества и температуры.

Ионно-молекулярные, или просто ионные, уравнения реакций обмена отражают состояния электролитов в растворах. В этих уравнениях сильные растворимые электролиты, поскольку они полностью диссоциированы, записывают в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые или труднорастворимые и газообразные вещества записывают в молекулярной форме.

В сокращенном ионно-молекулярном уравнении одинаковые ионы из обеих его частей исключаются. При составлении ионно-молекулярных уравнений сумма зарядов ионов в левой и правой части уравнения должна быть равна.

Решение типовых задач

Задача 1. Составьте уравнение электролитической диссоциации веществ: H₂CO₃, Mg(OH)₂ и Mg(HCO₃)₂. Для слабых электролитов напишите выражение констант диссоциации.

Решение. Количественной мерой силы электролита является константа диссоциации и чем она меньше, тем слабее электролит. Угольная кислота и гидроксид магния – слабые электролиты, диссоциируют в две ступени. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой (табл. 3.1.1)

Таблица 3.1.1