Электролитическая диссоциация. Водородный показатель

Электролитами называются вещества, которые в растворе или расплаве распадаются (диссоциируют) на ионы. Вследствие диссоциации растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток. Образование ионов в расплаве происходит в результате разрушения ионной кристаллической решётки - это физический процесс. В растворе распад электролита на ионы осуществляется в результате химического взаимодействия растворяемого электролита с молекулами растворителя.

По способности к диссоциации в растворе электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют на ионы полностью, слабые – частично.

Например, если K_nA_m- сильный электролит. Уравнение его диссоциации записывается как уравнение необратимого процесса: K_nA_m= nK^m+ + mA^n-. Например, Al ₂ (SO ₄) ₃ = 2Al³⁺+3(SO ₄)^2-. В растворе сильного электролита концентрация его ионов определяется исключительно концентрацией раствора.

Если электролит K_nA_m- слабый, в его растворе устанавливается химическое равновесие между электролитом, остающимся в недиссоциированном виде, и ионами в растворе согласно уравнению: К_nA_m ↔ nK^m+ +mA^n-. Такое равновесие называется ионным. Например, H₂SO₃↔2H⁺+SO₃^2-.

Как и любое химическое равновесие, ионное равновесие количественнно характеризуется величиной константы равновесия, называемой константой диссоциации K_KnAm, которая для слабого электролита K_nA_m записывается:

K_KnAm= ,

где [K^m+] и [A^n-]-соответственно, равновесные концентрации катионов и анионов слабого электролита, а [K_nA_m] - равновесная концентрация электролита, остающегося в недиссоциированном состоянии. Например, для слабой кислоты H₂SO₃ (уравнение её диссоциации см. выше) константой диссоциации является выражение: К_H2SO3= .

Величина константы диссоциации количественно характеризует способность слабого электролита к разложению в растворе на ионы. Из выражения константы диссоциации вытекает, что чем больше её величина, тем выше способность слабого электролита к диссоциации.

Универсальной количественной характеристикой диссоциации электролита является степень его диссоциации a, которая определяется как отношение числа молей диссоциированного электролита к общему числу молей электролита в растворе. Исходя из определения сильных и слабых электролитов, для сильных электролитов a=1(100%), для слабых - a<1(<100%). Типичные слабые электролиты, как правило, имеют значение a<0,01(<1%). Поэтому в практических расчётах концентрацию недиссоциированного слабого электролита можно считать равной общей концентрации раствора.

В общем виде для любого слабого электролита КА, диссоциирующего по уравнению КА ↔ К⁺ +А^-, концентрации ионов в растворе находятся из соотношения: [K⁺]=[A^-]= ,

где K_KA – константа диссоциации слабого электролита, а С _М – его молярная концентрация.

В отличие от константы диссоциации, величина которой зависит только от природы слабого электролита и температуры, на величину степени диссоциации слабого электролита сильное влияние оказывает также концентрация раствора, а именно, степень диссоциации увеличивается при уменьшении концентрации раствора (при его разбавлении). Эта зависимость количественно устанавливается законом разбавления Оствальда, который в практических расчётов для любого слабого электролита КА, диссоциирующего по уравнению КА↔ К⁺ +А^-, используется в виде:a» _,

где, K_KA – константа диссоциации слабого электролита, а С _М – его молярная концентрация.

В водных растворах сам растворитель – вода – является слабым электролитом. Вода диссоциирует согласно уравнению: Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-. При этом в обычных температурных условиях (при t=22⁰С) в любом водном растворе концентрации ионов Н⁺ и ОН^- взаимосвязаны, а именно:

[H⁺][OH^-] = К_Н2О= 10^-14.

К_Н2О=10^-14 называется ионным произведением воды.

На практике для характеристики водных растворов электролитов пользуются не абсолютными значениями концентраций ионов Н⁺ и ОН^-, а величиной водородного показателя (рН): рН= - lg[H⁺].

При [H⁺] = [OH^–] = 10^–7моль/л (рН = рОН = 7) среда раствора нейтральная;

при [H⁺] > [OH^–] (рН < 7) – среда кислая; при [H⁺] < [OH^–] (pH > 7) – среда щелочная.

Задача 1. Напишите уравнения диссоциации двух данных веществ. Рассчитайте рН водных растворов обоих веществ с указанной концентрацией.

а) Вещества: NaOH и HNO₂, Cм = 0,004 M

б) Вещества: HCl и NH₄OH, Cм = 0,003 M

а) Уравнение диссоциации:

NaOH ↔ Na⁺ + OH^-

HNO₂ ↔ H⁺ + NO₂^–

Расчет рН:

NaOH – сильное основание, поэтому [OH^-] = C_M(NaOH) = 0,004M =4∙10^-3

рOН= -lg[OH^-] = -lg(4∙10^-3) = -0,6 + 3 = 2,4

рН = 14 - рOН = 14 - 2,4 = 11,6 (среда раствора щелочная)

HNO₂ – слабая кислота, поэтому [H⁺] ≠ C_M(HNO₂), для расчета концентрации [H⁺] используется формула ,

С_М= = 0,004M =4∙10^-3, Кд = 5,1∙10^-4.

[H⁺] = = = 4,6∙10^-4

рН = -lg[Н⁺] = -lg(4,6∙10^-4) = -0,67+ 4 = 3,33(среда раствора кислая).

б) Уравнение диссоциации:

HCl ↔ H⁺ + Cl^-

NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^-

Расчет рН:

HCl – сильная кислота, поэтому [H⁺] = C_M(HCl) = 0,003M =3∙10^-3

рН =-lg[Н⁺] = -lg(3∙10^-3) = -0,2 + 3 = 2,8(среда раствора кислая).

NH₄OH – слабое основание, поэтому [OH^-] ≠ C_M(NH₄OH), для расчета концентрации [OH^-] используется формула ,

С_М= 0,003M = 3∙10^-3, Кд = 1,75∙10^-5.

[ОH^-] = = = 2,29∙10^-4

рОН = -lg [ОH^-] = -lg(2,29∙10^-4) = -0,35+ 4 = 3,65,

рН = 14 - рOН = 14 - 3,65 = 10,35(среда раствора щелочная).