Hа практике пользуются упрощенными уравнениями, в которых гидратная оболочка не указывается. В дальнейшем диссоциация (ионизация) будет показана без учета гидратации.

Иркутский государственный университет путей сообщения

Красноярский филиал

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Методические указания к лабораторной работе

Красноярск 2005

УДК 54

ББК 24.1

Электролитическая диссоциация. Реакции обмена в растворах электролитов.: Методические указания к лабораторной работе по общей химии – Красноярск: КФ ИрГУПС, 2005,17с.

Составитель: Людмила Александровна Рубчевская

Предназначены для студентов первого курса всех специальностей

Рецензенты: Мороз Ж.М., к.ф.-м. н., доцент кафедры

естественнонаучных дисциплин КФ ИрГУПС,

Тюменева Г.Т., к.т.н., доцент кафедры химии КрасГАСА

Печатается по решению методического совета филиала Иркутского государственного университета путей сообщения в

г. Красноярске

© Филиал Иркутского государственного университета путей сообщения в г. Красноярске, 2004

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.

РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Цель работы: изучить электропроводность растворов электролитов и ионные реакции в растворах электролитов.

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ОБОСНОВАНИЕ

Электролитическая диссоциация. Слабые и сильные электролиты

Электролитическая диссоциация – это распад растворенного вещества на ионы под действием растворителя.

Процесс взаимодействия молекул растворенного вещества с молекулами растворителя называется сольватацией (гидратацией, если растворитель вода). В водных растворах содержатся не свободные, а гидратированные ионы, именно гидратация является причиной ионизации молекул. С учетом гидратации электролитическую диссоциацию можно выразить уравнением:

К_хА_у + mH₂O ^® хК^у+( H₂O)_а + уА^х- (H₂O)_в

Hа практике пользуются упрощенными уравнениями, в которых гидратная оболочка не указывается. В дальнейшем диссоциация (ионизация) будет показана без учета гидратации.

Электролиты – это вещества, расплавы и растворы которых проводят электрический ток. Это явление было объяснено С. Аррениусом (1887г.), который предположил, что электролиты диссоциируют на положительно заряженные (катионы) и отрицательно заряженные (анионы) ионы. Электролиты называют проводниками второго рода. У них проводимость – ионная в отличие от электронной у металлов. Вещества, не проводящие электрический ток в расплавах и растворах, называют неэлектролитами. Электролитами являются кислоты, основания, соли. Согласно теории

электролитической диссоциации:

кислоты – это соединения, диссоциирующие в водных растворах с образованием положительных ионов одного вида – ионов водорода, например

HCl ® H⁺ + Cl^- ;

основания – соединения, образующие в водных растворах отрицательные ионы одного вида - гидроксид – ионы OH^-, например

NaOH ® Na⁺ + OH^- ;

Средние соли при электролитической диссоциации образуют катионы металлов или комплексные катионы и одноатомные либо многоатомные анионы

NaCl ® Na ⁺ + Cl ^–,

(NH₄)₂SO₄ ® 2NH₄⁺ + SO₄^2-.

По степени диссоциации a в растворах электролиты подразделяются на сильные и слабые:

a = ,

где n - число молекул, распавшихся на ионы,

N – общее число молекул.

Степень диссоциации выражается в долях единицы или процентах.

Электролиты, у которых a = 1, относятся к сильным, у слабых электролитов a < 1.

Слабые электролиты – это электролиты, диссоциирующие неполностью. К ним относятся – H₂CO₃, H₂S, H₂SO₃, HCN, H₂SiO₃,

H₃ВO₃, HСlO, H₃AsO₃, органические кислоты – СН₃СOOH, большинство нерастворимых гидроксидов – Сu(OH)₂, Cr(OH)₃,

Al(OH)₃ и др, а также гидроксид аммония NH₄OH и вода.

В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между молекулами и продуктами диссоциации – ионами. Этот обратимый процесс характеризуется константой диссоциации К_Д, которая отражает закон действующих масс. Так для диссоциации слабого электролита К_хА_у

К_хА_{у ®} хК^у+ + уА^х-

справедливо соотношение

[К^у+]^х [ А^х-]^у

К_Д = ,

[К_хА_у]

где в числителе - произведение равновесных концентраций катионов и анионов, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов, в знаменателе - равновесная концентрация непродиссоциированных молекул.

Например, уксусная кислота

СH₃COOH _® СH₃COO^- + H⁺

[СH₃COO^-] ^. [H⁺]

К_Д =

[СH₃COOH]

Константа диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Чем выше К_Д, тем легче электролит распадается на ионы, тем он сильнее.

Согласно закону разбавления Оствальда

a² С

К_Д = ,

1 - a

где С – исходная молярная концентрация электролита, моль/л.

При a <<1, что имеет место для слабых электролитов,

К_Д

a =

С

Из закона разбавления видно: степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора.

Сильные электролиты – это электролиты, диссоциирующие в растворах полностью. В растворах сильных электролитов ( согласно спектральным данным) нет нейтральных молекул. Поэтому для них неприменим закон действующих масс и закон разбавления Оствальда.

К сильным электролитам в водных растворах принадлежат почти все соли, исключая HgCl₂, Mg(CN)₂, CdCl₂, Pb(CH₃COO)₂, Fe(SCN)₃,

такие неорганические кислоты как HCl, HBr, HI, HClO₄, H₂SO₄, HNO₃, гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов- NaOH, KOH, CsOH, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂. Благдаря полной диссоциации в растворах сильных электролитов наблюдается высокая концентрация ионов, из-за чего большое значение приобретают силы межионного взаимодействия (в растворах слабых электролитов это взаимодействие не учитывается). В результате взаимного притяжения ионов их движение заторможено. Это приводит к изменению свойств растворов в том же напрвлении, что и при уменьшении степени диссоциации, т.е. при частичном соединении ионов в молекулы. В различных процессах (электропроводность, химические реакции) ионы проявляют себя таким образом, будто их концентрация меньше действительной. Поэтому для сильных электролитов введено понятие кажущейся концентрации, которая названа активностью (а). Она связана с истинной концентрацией соотношением:

а = f ^. C,

где f – коэффициент активности – величина, которая суммарно отражает все возможные взаимодействия ионов в растворе. Иногда f рассматривают как «кажущуюся« степень диссоциации. Из-за сложности и многообразия взаимодействий в растворах сильных электролитов пока не создана теория сильных электролитов, объясняющая коэффициент активности при любых концентрациях. Сейчас имеется теория Дебая и Хюккеля, которая позволяет рассчитать f ионов при небольших концентрациях электролитов (до 0,1моль/л).

lgf = А n² m

где n - заряд иона; А – теоретический коэффициент при 25⁰С равный 0,51; m - ионная сила раствора.

Ионная сила - это полусумма произведений молярных концентраций всех присутствующих ионов на квадрат их зарядов:

m = 1/2( С₁Z₁² + C₂Z ₂² + C₃Z₃² …. С_nZ_n²) = 1/2 SC_iZ_i²,

где С₁, С₂, С₃ ….С_i - концентрация ионов,

Z₁, Z₂, Z₃ …. Z_i – заряды ионов.

Правило ионной силы: при постоянной ионной силе раствора коэффициенты активности любых электролитов постоянны. В сильно разбавленных растворах f = 1, а = С