Учебник. Растворы слабых электролитов



Растворы слабых электролитов

Растворение некоторых веществ сопровождается высвобождением или образованием ионов. При этом возможны диссоциативный и ионизационный механизмы. Диссоциативный механизм превалирует при разрушении ионной кристаллической решетки под воздействием сольватирующего растворителя. Так, ионы, составляющие кристаллическую решетку KCl, приобретают способность проводить электрический ток в любом из двух случаев разрушения кристаллической решетки – под воздействием тепловой энергии (расплав) или под воздействием сольватирующего растворителя (растворение). В последнем случае в раствор переходят готовые ионы, окруженные молекулами растворителя. Процесс взаимодействия ионов кристаллической решетки с молекулами растворителя называется сольватацией.

Ионизационный механизм состоит в том, что в молекулах газообразных, твердых и жидких веществ под воздействием полярных молекул растворителя увеличивается доля ионности настолько, что в раствор могут переходить сольватированные ионы. В зависимости от природы растворителя электролит может быть полностью диссоциирован, либо будет вести себя как слабый электролит: HC l (г)   p-тель  HC l сольв H сольв + +C l сольв - .

В воде равновесие смещено вправо и растворенный хлористый водород диссоциирован полностью. В бензоле растворенный HCl ведет себя как слабый электролит.

Важной характеристикой электролитов служит степень диссоциации α: α= число продиссоциировавших молекул общее число молекул ċ100%

По величине степени диссоциации электролиты делятся на слабые и сильные. Для сильных электролитов, к которым относятся некоторые минеральные кислоты и щелочи, большинство солей, α > 30 %. К слабым относят некоторые минеральные кислоты (HNO2, HCN, H2SO3), большинство оснований, практически все органические кислоты.

Реакция нейтрализации и электропроводность

Важнейшей характеристикой слабого электролита служит константа диссоциации.

Рассмотрим равновесную реакцию диссоциации слабого электролита HAn: HA  H + +A n - .

Константа равновесия Kc этой реакции и есть Kд: K д = [ H + ]ċ[ A n - ] [ HAn ] .

Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита C и его степень диссоциации α, то получим K д = CċαċCċα Cċ (1-α) = Cċ α 2 1-α .

Это соотношение называют законом разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов при α << 1 это уравнение упрощается: K д =Cċ α 2 .

Тогда α= K д ċ C -1 . Это позволяет заключить, что при бесконечном разбавлении степень диссоциации α стремится к единице.

Рассмотрим диссоциацию N моль электролита, диссоциирующего на n ионов. Тогда (6.1) можно записать в виде i= (1-α) ċN+αċnċN N .

Решая его относительно α, получим α= i-1 n-1 .

Определив экспериментально изотонический коэффициент, можно найти степень диссоциации α в условиях эксперимента.

Реакции кислот и оснований

Кислоты и основания диссоциируют ступенчато. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой. Так, трехосновная ортофосфорная кислота H3PO4 диссоциирует следующим образом

Реакция Константа диссоциации Kд Степень диссоциации α
H 3 P O 4 H + + H 2 P O 4 - K1=7,1ċ10-3 α = 27 %
H 2 P O 4 - H + +HP O 4 2- K2=6,2ċ10-8 α = 0,15 %
HP O 4 2- H + +P O 4 3- K3=5,0ċ10-13 α = 0,005 %

Важное значение имеет диссоциация воды, поскольку, являясь слабым электролитом и обычным растворителем, она участвует в кислотно-основном равновесии растворенных в ней электролитов.

Вода диссоциирует на ионы: H 2  H + +O H - , ее константа при 298 K равна K д = [ H + ]ċ[ O H - ] [ H 2 O ] =1,8ċ 10 -16 .

При столь малой константе диссоциации концентрация воды остается практически неизменной и равной [ H 2 O ]= 1000 18 =55,6  мольċл -1 .

Отсюда произведение постоянных величин Kдċ[H2O] = [H+]ċ[OH] = const.

Численная величина произведения ионов, на которые диссоциирует вода, называемое ионным произведением воды Kв, равна K в =[H + ][OH - ]=K д ċ [H 2 O]= 1000ċ1,8ċ 10 -16 18 =1ċ 10 -14 .

Таким образом, в пределах 15–25 °C ионное произведение воды Kв = 10–14.

Равенство [H+] и [OH] соответствует нейтральной среде [H+] = [OH] = 1 ċ 10–7, при [H+] > 1 ċ 10–7 – кислой, при [H+] < 1 ċ 10–7 – щелочной.





 

Геофизические исследования
Разработка геофизического оборудования. Исследование скважин
gis-servis.ru
© Физикон, 1999-2015