3.Свойства растворов электролитов

Раствор представляет собой гомогенную систему переменного состава. Растворы могут быть газообразными, жидкими, твердыми. По концентрации растворенного вещества растворы подразделяют на ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные. Если количество растворенного вещества невелико, то раствор называют разбавленным, если количество растворенного вещества в растворе приближается к количеству растворителя и даже превышает его, то раствор называют концентрированным.

Электролитами называют вещества, водные растворы которых обладают способностью проводить электрический ток. Проводниками электрического тока являются ионы. Так, при растворении хлорида натрия в воде образуются ионы Na⁺ и CL^- , которые могут свободно перемещаться в растворе. Распад молекул на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией.

Электролиты бывают сильными и слабыми. Соединения способные полностью диссоциировать при растворении, называются сильными электролитами.

Слабые электролиты частично диссоциируют в растворах. Долю диссоциировавших молекул называют степенью диссоциации. Степень диссоциации  есть отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. В растворах слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами:

CH₃COOH H⁺ + CH₃COO^-

NH₄OH NH₄⁺ + OH^-

Согласно закону действия масс;

Константа равновесия К характеризует в данном случае электролитическую диссоциацию CH₃COOH и NH₄OH, поэтому называется константой диссоциации. Чем больше ее величина, тем более диссоциировано соединение.

Константа диссоциации с изменением концентрации раствора не меняется, указывает на более общий характе электролита, чем степень диссоциации.

3.1 Диссоциация кислот, оснований и солей в воде.

Согласно теории электролитической диссоциации, кислотами называются вещества, при диссоциации которых в качестве катиона образуется только гидратированный ион водорода Н₃О⁺ (его будем записывать просто Н⁺). Максимальное число ионов водорода, образующихся из одной молекулы кислоты, определяет ее основность. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, последовательно отщепляя ион Н⁺ один за другим, и каждая ступень диссоциации характеризуется определенной константой диссоциации.

Диссоциацию ортофосфорной кислоты можно представить по ступеням в следующем виде:

1-я ступень: H₃PO₄ H⁺ + H₂PO₄^- Кд1 = 7,11 10^-3

2-я ступень: H₂PO₄^- H⁺ + HPO₄^2- Кд = 6,34 10^-8

3-я ступень: HPO₄^2- H⁺ + PO₄^3- Кд = 4,4 10^-13

Способность многоосновных кислот диссоциировать ступенчато объясняет их склонность к образованию кислых солей.

Основанием называется вещество, которое в водном растворе в качестве аниона образует только ион ОН^- (гидроксид-ион).

Основания многозарядных катионов диссоциируют ступенчато,

1-я ступень: Fe(OH)₃ Fe(OH)⁺ + OH^- К_д1  К_д2  К_д3

2-я ступень: Fe(OH)⁺ Fe(OH)²⁺ + OH^-

3-я ступень: Fe(OH)²⁺ Fe³⁺ + OH^-

Этим объясняется способность многовалентных металлов образовывать основные соли.

Амфотерные гидроксиды,(Be(OH)₂, Zn(OH)₂, AL(OH)₃, Fe(OH)₃, Cr(OH)₃, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂ и др.) почти не растворяясь в воде, но взаимодействуют с кислотами и щелочами, диссоциируют по типу кислоты и основания.

Например,

2Н⁺ + BeO₂^2- H⁺ + HBeO₂^- Be(OH)₂ BeOH⁺ + OH^- Be²⁺ + 2OH^-

Cоли при электролитической диссоциации образуют катионы основных остатков и анионы кислотных остатков, диссоциируя полностью:

Сu(HSO₄)₂ = Cu²⁺ + 2HSO₄^-

Na₂SO₄ = 2Na⁺ + SO₄^2-

^-(CaOH)₂SO₄ = 2CaOH⁺ + SO₄^2-