Состояние сильных электролитов в растворе.

Сильные электролиты диссоциированы в растворах нацело. В этих растворах не обнаружено недиссоциированных молекул, то есть процесс диссоциации необратим и константа равновесия не имеет смысла. В связи с этим к растворам сильных электролитов неприменим закон действующих масс. Установлено, однако, что величина электропроводности раствора сильного электролита не соответствует полной диссоциации вещества на ионы. Это объясняется тем, что электропроводность растворов зависит не только от степени диссоциации электролита, но и от их подвижности.

При растворении и диссоциации кристаллических веществ, например, NаСl или КСl в раствор переходят гидратированные ионы, а не молекулы электролита. Полярные молекулы воды образуют вокруг ионов Nа⁺, К⁺ и Сl^– гидратные оболочки – «шубы», между которыми возникают электростатические силы притяжения, что и приводит к снижению подвижности ионов. Межионные силы не только понижают электропроводность раствора, но и влияют на другие свойства: давление насыщенного пара, температуры кипения и замерзания растворов, осмотическое давление, способность ионов к химическим реакциям. Поэтому степень диссоциации (α), определенная по данным электропроводности и других физических свойств, оказывается «кажущейся», а концентрация ионов

активной концентрацией или активностью ионов.

Под активностью иона понимают ту эффективную («кажущуюся») концентрацию его, которая соответствует определенным свойствам раствора. Активность иона (а) пропорциональна его концентрации:

а_иона = f C_иона,

где f – коэффициент активности.

В водных растворах коэффициент активности зависит от концентрации и величины зарядов всех присутствующих ионов. Для характеристики этой зависимости введено понятие ионная сила раствора (μ). Ионная сила раствора равна полусумме произведения концентраций всех присутствующих в растворе ионов на квадраты их зарядов:

Чем больше ионная сила раствора, тем меньше коэффициент активности каждого иона и меньше его активная концентрация

Коэффициент активности находят по табличным данным или по формуле Дебая-Гюккеля: lg f = , где Z – заряд данного иона.

Для разбавленных растворов (0,01 – 0,05 н) используется упрощенная формула: lg f = – 0,5 .

Пример. Вычислить ионную силу раствора, в 1л которого содержится 0,5 моля CaCl₂ и 0,1 моля HCl .

μ = ½{[Ca²⁺]·z²_(Ca2+) + 2[Cl^–]·z²_(Cl–) + [H⁺]·z²_(H+) + [Cl^–]·z²_(Cl–)}=

= ½ {0,5· 2² +2· 0,5 1² + 0,1· 1² + 0,1· 1²} = 1,6.

Ионное произведение воды.

Вода – слабый электролит, диссоциирующий, хотя и весьма незначительно, по уравнению:

H₂O ⇄ H⁺ + OH^–

Степень диссоциации воды очень мала. Так, при 25⁰ С в 1 л воды распадается на ионы лишь одна молекула из 10 000 000 (или 10^–7 моль). Это равновесие для слабого электролита характеризуют константой равновесия (экспериментальное значение которой равно 1,8·10^–16):

Концентрация недиссоциированных молекул воды величина постоянная, равная [H₂O] = 55,55 моль/л. Перенеся это значение в левую часть ([H₂O] ·К_равн.), мы получим новую const – K_в, называемую ионным произведением воды: К_в = [H⁺]·[ OH^- ] = 10^-14