VII. Электролитическая диссоциация. Степень электролитической диссоциации. Ионное произведение воды. Произведение растворимости

Электролиты- вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или в расплаве называется электролитической диссоциацией, или ионизацией.

Электролиты, практически полностью диссоциирующие в водных растворах, называются сильными электролитами.

Степень диссоциации α — отношение числа диссоциированных молекул к общему числу молекул, находящихся в растворе. Степень диссоциации зависит от природы и концентрации электролита, а также от температуры раствора.

Константа диссоциацииравна отношению произведения концентрации ионов электролита к концентрации недиссоциированных его молекул.

В случае электролита АХ, диссоциирующего на ионы А⁺ и X^-, константа и степень диссоциации связаны соотношением (закон разбавления Оствальда):

где С_M - молярная концентрация электролита, моль/л.

Если степень диссоциации значительно меньше единицы, то при приближенных вычислениях можно принять, что 1 - α ≈ 1. Тогда выражение закона разбавления упрощается:

К_д = α² С_M

Последнее соотношение показывает, что при разбавлении раствора (т.е. при уменьшении концентрации электролита C_M) степень диссоциации электролита возрастает.

Для расчетов, связанных с диссоциацией кислот, часто удобно пользоваться не константой К_д, а так называемым показателем константы диссоциации pK,который определяется соотношением рК = - IgK.

Очевидно, что с возрастанием К_д, т.е. с увеличением силы кислоты, значение рК уменьшается; следовательно, чем больше рК, тем слабее кислота.

Под активностью ионапонимают ту эффективную, условную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях. Активность иона а равна его концентрации С_т, умноженной на коэффициент активности f: а =f• С_т.

Важной характеристикой раствора сильного электролита, учитывающей межионное взаимодействие, является ионная сила.

Ионная сила I сильных электролитов определяется как полусумма произведений концентраций С_i всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда z_i,

I = 0,5(C₁z² + C₂z₂² + ...+ C_nz_n²).

Растворимостьвещества показывает, какая масса его может раствориться в определённом объёме воды при данной температуре, чтобы раствор стал насыщенным (кг/м³, г/л).

По растворимости в воде вещества делят на три группы:

1) хорошо растворимые (>10г вещества в 1 л Н₂О);

2) малорастворимые (от 0,01 до 10 г вещества в 1 л Н₂О);

3) практически нерастворимые (<0,01 г вещества в 1 л Н₂О).
Растворимость веществ зависит от природы растворителя, от природы

растворённого вещества, температуры, давления (для газов). Растворимость газовпри повышении температуры уменьшается, при повышении давления — увеличивается.

Коэффициент растворимостипоказывает, какая максимальная масса вещества может раствориться в 100 г растворителя при данной температуре.

В насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Эта величина количественно характеризует способность электролита растворяться, её называют произведением растворимости ПР.

Для вещества А_тВ_п ↔тА^п+ + пВ^т-; ПР(А_тВ_п) = [Aⁿ⁺]^m • [В^т-]^п.

Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная К_в = [H⁺] • [ОН^-]. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды.

При 25°С [H⁺]= [ОН^-] = 10^-7 моль/л; К_в = 10^-7 х 10^-7 = 10^-14.

Водородный показатель рН = -lg [H⁺]; рН = 14 -рОН.

VIII. Ионные уравнения реакций

Реакции, протекающие между ионами, называются ионными реакциями.

Реакции обмена между сильными электролитами в растворах протекают до конца или практически необратимы, когда ионы соединяются друг с другом и образуют:

1) малорастворимые вещества;

2) малодиссоциирующие вещества — слабые электролиты;

3) газообразные или летучие вещества.

Реакции обмена в растворах принято изображать тремя уравнениями: молекулярным, полным ионным и сокращённым ионным. В ионных уравнениях слабые электролиты, осадки, газы изображают в виде молекул, сильные электролиты — в виде ионов. Например:

NaOH + HC1 = NaCl + H₂O - молекулярное уравнение;

Na⁺ + ОН^- + Н⁺ + Сl^- = Na⁺ + Сl^- + Н₂О - полное ионное уравнение;

Н⁺ + ОН^- = Н₂О — сокращённое ионное уравнение.

IX. Гидролиз

Взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабых электролитов, называют гидролизом.

Степень гидролиза- отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворённых молекул.

Степень гидролиза зависит от природы соли, концентрации раствора, температуры. При разбавлении раствора, повышении его температуры степень гидролиза увеличивается.

Константа гидролизахарактеризует способность данной соли подвергаться гидролизу.

Различают две формы гидролиза: ступенчатый(частичный) и полныйгидролиз.

Любая соль может быть рассмотрена как продукт взаимодействия основания с кислотой. Основания и кислоты бывают сильными или слабыми. С этой точки зрения все соли можно разделить на 4 группы.

1. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой
Такие соли гидролизу не подвергаются. Растворы их нейтральны (рН = 7,0), так
как катионы и анионы этих солей не связываются с ионами Н⁺ или ОН" воды,
т. е. не образуют с ними молекул слабых электролитов.

2. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой
Подвергаются гидролизу по аниону, растворы имеют щелочную реакцию (рН> 7). Эти соли образованы катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, который связывает катион водорода Н⁺ молекулы воды, образуя слабый электролит (кислоту).

Na₂S + Н₂О ↔5 NaOH + NaHS

2Na⁺ + S^2- + НОН ↔ Na⁺ +OH^- + Na⁺ + HS^-

S^2- + HOH ↔ OH^- + HS^-

К_гидр ⁼ К_в / K_K , где К_гидр - константа гидролиза соли; К_в - ионное произведение воды, равное 1x10^-14; K_K - константа диссоциации кислоты.

h_гидр⁼ (К_в / (К_к с_с ))^1/2 , где h_гидр - степень гидролиза соли; с_с -концентрация соли, моль/л.