Лекция 9. Свойства растворов электролитов(4 часа)

План лекции.

 

1. Электролитическая диссоциация С. Аррениуса. Степень и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

2. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.

3. Диссоциация кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации Аррениуса.

4. Ионные уравнения реакций. Гидролиз солей.

5. Теория растворов сильных электролитов.

 

9. 1 Электролитическая диссоциация. Степень и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

Электролитами являются растворы кислот, оснований и солей. В воде эти вещества распадаются на ионы под действием полярных молекул воды.

Количественно способность к диссоциации характеризуется степенью и константой диссоциации.

Степень диссоциации (α) это частное от деления числа молекул, распавшихся на ионы на общее число молекул: α = n/N, где n –число молекул, распавшихся на ионы, а N – общее число молекул. Степень диссоциации измеряется в процентах и в долях единицы и может меняться от нуля до 100% и от нуля до единицы. Если α > 30% - электролит сильный, α < 5% - электролит слабый.

Степень диссоциации зависит от природы электролита. Вещества с ионным типом связи легко диссоциируют в водных растворах.

Степень диссоциации зависит от природы растворителя. Вода хороший ионизирующий растворитель. Диэлектрическая проницаемость воды равна 80 (во столько раз ослабляется сила взаимодействия между ионами в воде по сравнению с вакуумом).

Степень диссоциации зависит от концентрации электролита: чем больше концентрация, тем меньше степень диссоциации и наоборот.

Более объективной величиной по сравнению со степенью диссоциации является константа диссоциации. Она зависит от природы электролита и не зависит от его концентрации. Чем больше константа, тем сильнее электролит. Описывать константой диссоциации можно диссоциацию слабого электролита, для сильных электролитов она теряет смысл, т.к. равна бесконечности. Так уксусная кислота является слабым электролитом, и её диссоциация описывается константой диссоциации:

CH₃COOH ↔ CH₃COO^- + H⁺

K_d = [CH₃COO^-]∙[H⁺] / [CH₃COOH]

 

Константа диссоциации связана со степенью диссоциации:

K_d = C α²

Это закон разбавления Оствальда. Чем больше концентрация, тем меньше степень диссоциации: α² = K_d/C.

 

9.2 Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.

Вода является слабым электролитом. Диссоциация воды протекает по уравнению: H₂O ↔ H⁺ + OH^- и характеризуется константой диссоциации:

Kd = [H⁺]∙[OH^-] / [H₂O] = 1,810^-16,

[H₂O] = 1000/18 = 55,56 моль/л – концентрация воды в 1 литре, (M_r =18г/моль – молярная масса воды).

Ионное произведение воды K_w = [H⁺]∙[OH^-] = 1,8∙10^-16∙55,56 =10^-14 (при 22⁰ С).

В чистой воде концентрация катионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов [H⁺] = [OH^-] = 10^-7моль/л.

Если концентрация катионов водорода больше, чем 10^-7моль/л, то раствор имеет кислую среду, а если меньше 10^-7моль/л, то раствор имеет щелочную среду.

Для удобства обозначения реакции среды вводятся водородный и гидроксильный показатели: pH = - ℓg [H⁺] и pOH = - ℓg [OH^-],

PH < 7 – среда кислая,

pH > 7 – среда щелочная.

pH = 7 – среда нейтральная.

 

9.3 Диссоциация кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации Аррениуса.

Кислота - это электролит, при диссоциации которого в растворе появляется катион водорода. Так, например: азотная кислота является сильным электролитом и диссоциирует по схеме

HNO₃ → H⁺ + NO₃^-,

а азотистая кислота электролит слабый и в растворе этой кислоты в равновесии находятся ионы и молекулы

HNO₂ ↔ H⁺ + NO₂^-.

Многоосновные кислоты являются слабыми электролитами и диссоциируют ступенчато, например:

H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄^- - первая ступень диссоциации,

H₂PO₄^- ↔ H⁺ + HPO₄^2- - вторая ступень диссоциации,

HPO₄^2- ↔ H⁺ + PO₄^3- - третья ступень диссоциации.

Основания - это электролиты, в растворе которых имеются гидроксид ионы.

Они могут быть сильными и слабыми электролитами. Основания сильные электролиты образованы щелочными, щелочноземельными элементами и таллием(I). Их называют щелочами, они растворяются в воде. В водных растворах полностью диссоциируют на ионы, например:

KOH → K⁺ + OH^-

Все остальные основания в воде не растворимы (кроме NH₄OH) и являются слабыми электролитами, в растворе которых в равновесии находятся молекулы и ионы, например:

Fe(OH)₂ ^- ↔ FeOH⁺ + OH^-

FeOH⁺ ↔ Fe²⁺ + OH^-

Соли являются сильными электролитами, если растворимы в воде. Они диссоциируют на катионы металла и кислотный остаток, например:

FeSO₄ → Fe²⁺ + SO₄^2-.

 

9.4 Ионные уравнения реакций. Гидролиз солей.

 

Реакции между ионами доходят до конца, если образуются слабые электролиты, газообразные вещества или выпадают осадки (правило Бертолле), например:

HCl + NaOH = NaCl + H₂O

H⁺ + OH^- = H₂O (вода слабый электролит),

Na₂CO₃ + 2HCl = CO₂↑+ 2NaCl + H₂O

CO₃^2- + 2H⁺ = CO₂↑+ H₂O (выделяется газ CO₂ и вода),

Pb(NO₃)₂ + Na₂SO₄ = PbSO₄↓ + 2NaNO₃

Pb²⁺ + SO₄^2- = PbSO₄↓(образуется осадок PbSO₄).

Гидролиз солей это реакция обратная реакции нейтрализации. Нейтрализация сильного основания сильной кислотой доходит до конца, т.к. образуется единственный слабый электролит вода. Нейтрализация слабого основания сильной кислотой (или наоборот) до конца не доходит, т.к. и слева и справа есть слабые электролиты. Следовательно, гидролизу подвергаются соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, слабым основанием и сильной кислотой, а также слабым основанием и слабой кислотой. В последнем случае гидролиз может доходит до конца, но может и не доходить. Результатом гидролиза может быть изменение реакции среды.

Гидролиз – разложение солей водой или разложение воды солями. Его можно рассмотреть на примерах взаимодействия солей карбоната натрия, сульфата железа (II) и сульфида алюминия водой.

1. Na₂CO₃ – соль образована сильным основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу, гидролиз до конца не доходит, реакция среды щелочная (pH > 7).

Na₂CO₃ + H₂O ↔ NaHCO₃ + NaOH – молекулярное уравнение

CO₃^2- + H₂O ↔ HCO₃^- + OH^- - ионное уравнение

2. FeSO₄ - cоль образована слабым основанием и сильной кислотой, гидролизу подвергается, до конца гидролиз не доходит, реакция среды кислая (pH < 7):

2FeSO₄ + 2H₂O ↔ (FeOH)₂SO₄ + H₂SO₄ - молекулярное уравнение

Fe²⁺ + H₂O ↔ FeOH⁺ + H⁺ - ионное уравнение

3. Al₂S₃ – соль образована слабым основанием и слабой кислотой, гидролизу подвергается, гидролиз доходит до конца, а реакция среды зависит от соотношения силы, образующихся кислоты и основания.

Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂S – молекулярное уравнение

2Al³⁺ + 3S^2- + 6H₂O→ 2Al(OH)₃ + 3H₂S - ионное уравнение.

9.5 Теория растворов сильных электролитов.

Сильные электролиты полностью распадаются на ионы в водных растворах. Но данные по электропроводности в растворах не соответствуют степени диссоциации, равной единице. Для растворов сильных электролитов вводится понятие кажущаяся степень диссоциации. Объясняется это тем, что в растворах сильных электролитов наблюдается межионное взаимодействие, особенно при больших концентрациях растворов. По этой причине вводится активность (a) ионов (a = C·f, где C –аналитическая концентрация, а f – коэффициент активности), т.к. часть ионов задействована в ионные двойники и тройники и, таким образом, не проявляет себя. Активная концентрация (a) это действующая концентрация ионов.

Межинное взаимодействие (взаимодействие ионов через молекулы воды, окружающие ионы) учитывается ионной силой раствора (μ).

μ = ½ Σ Ci∙ Z_i², где Ci – аналитическая концентрация ионов, а Zi – заряд ионов.

Ионная сила позволяет рассчитать коэффициент активности (для μ <0,01) по уравнению Дебая – Хюкккеля:

ℓg f = -0,5·Z² μ^1/2.