Тема 7. Свойства разбавленных растворов электролитов

7.1 Электролитическая диссоциация

К электролитам относят растворы, которые проводят электрический ток. В таких растворах имеются положительно и отрицательно заряженные частицы – ионы. Наличие в растворах ионов объясняется процессом диссоциации электролитов. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ – распад молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Причины диссоциации соединений с ионной связью. В соединениях с ионной связью уже имеются ионы в узлах кристаллической решетки. Молекулы воды имеют полярную связь, диполь воды ориентируется относительно ионов противоположно заряженными концами. При колебательных движениях молекул воды связи между ионами ослабевают, и ионы переходят в раствор в окружении молекул воды (гидратированные).

Причины диссоциации соединений с полярной связью. Диполи воды также oкpужают полярную молекулу, притягиваясь к ней противоположно заряженными концами, и при колебательных движениях молекул воды происходит поляризация молекулы электролита. Она становится ионной, наступает разрыв связей, образуются гидратированные ионы:

Электролиты делят на сильные и слабые по степени их диссоциации. Степень диссоциации () – величина, которая показывает, какая доля растворенных молекул распалась на ионы.

N число молекул, распавшихся на ионы

 = ^___ = ^{________________________________________}.

N₁ число растворенных молекул

Для сильных электролитов  > 30%, для слабых -  < 3%.

К сильным электролитам принадлежат все растворы солей, а также растворы следующих наиболее часто встречающихся кислот и оснований: HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄, H₂SeO₄, HМnO₄, LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂, TiOH.

Сильные электролиты в растворе диссоциируют полностью. Но свободному движению ионов мешают силы взаимодействия ионов, в результате движение ионов замедляется, понижается электропроводность растворов. Степень диссоциации, рассчитанная по электропроводности, оказывается меньше 100%.

Для количественной характеристики сильных электролитов вводится понятие "активность ионов": а = f ^, С,

где а – активность ионов,

f – коэффициент активности (он всегда меньше 1),

С – истинная концентрация электролита.

В разбавленных растворах сильных электролитов f = 1.

Слабые электролиты диссоциируют в растворах неполностью, поэтому в таких растворах имеются и недиссоциированные молекулы.

(1) HNO₂ H⁺ + NO₂^,

(2) H₂O H⁺ + OH^.

Диссоциация слабых электролитов – процесс обратимый. Для него характерно состояние химического равновесия, поэтому диссоциацию слабых электролитов можно характеризовать с точки зрения закона действия масс и выразить К диссоциации.

[H⁺] ^. [NO₂^] [H⁺] ^. [OН^]

К_д (HNO₂) = ^{______________}; К_д (Н₂O) = ^{______________} [HNO₂] [Н₂O]

Константа диссоциации показывает соотношение ионов и недиссоциированных молекул в момент равновесия. К_д зависит от Т и природы электролита и не зависит от концентрации электролита.

Слабые электролиты диссоциируют ступенчато, константа диссоциации по первой ступени всегда больше.

Пример 7.1.1. Составить уравнения диссоциации в водных растворах для следующих веществ: NaCl, KHCO₃, KHSO₄, H₂SO₄, H₂SO₃, Ba(OH)₂, NH₄OH, Cu(OH)Cl.

Решение. NaCl – хлорид натрия. Растворимая соль, является сильным электролитом, диссоциируя на катион калия и гидрокарбонат-анион. Последний является остатком слабой угольной кислоты по II ступени диссоциации и на ионы практически не распадается:

KHCO₃  K⁺ + HCO₃^- полная диссоциация;

HCO₃^- H⁺ + CO₃^2- обратимая диссоциация.

KHSO₄ – гидросульфат калия. Кислая соль, растворимая в воде. Поскольку кислотный остаток представлен сильной кислотой, то процесс диссоциации протекает полностью с образованием катиона калия, протона и сульфат аниона:

KHSO₄  K⁺ + H⁺ + SO₄^2-.

H₂SO₄ – серная кислота. Является сильным электролитом. В водном растворе практически полностью диссоциирует на ионы водорода и сульфат-анионы: H₂SO₄  2H⁺ + SO₄^2-.

H₂SO₃ – сернистая кислота. Является слабым электролитом. Процесс диссоциации обратим, протекает ступенчато и в основном по I ступени. В водном растворе бóльшая часть вещества находится в молекулярной форме:

I ступень H₂SO₃ → H⁺ + НSO₃^-;

II ступень HSO₃^- → H⁺ + SO₃^2-.

Ba(OH)₂ – гидроксид бария. Сильное основание. В водном растворе диссоциирует необратимо на катионы бария и гидроксид-ионы:

Ba(OH)₂  Ba²⁺ + 2OH^-.

NH₄OH – гидроксид аммония. Слабое основание, растворимое в воде, диссоциирует обратимо. В растворе основная часть вещества находится в молекулярной форме:

NH₃ + H₂О ↔ NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^-.

Cu(OH)Cl – хлорид гидроксомеди. Основная соль, растворима в воде, является сильным электролитом. В растворе диссоциирует полностью на хлорид-анион и катион гидроксомеди. Последний является остатком слабого основания и диссоциирует обратимо:

Cu(OH)Cl  CuOH⁺ + Cl^- полная диссоциация;

CuOH⁺ Cu²⁺ + OH^- слабая обратимая диссоциация.