Лекция 6
Свойства растворов электролитов. Теория электролитической диссоциации. Теория кислот и оснований. Равновесия в растворах электролитов. Реакции ионного обмена.
6.1. Основные понятия и закономерности
Соединения, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, называют электролитами.
Согласно теории электролитической диссоциации С.Аррениуса (1887):
– при растворении кислоты, основания и соли диссоциируют на ионы;
– диссоциация протекает лишь частично; доля продиссоциировавших молекул называется степенью диссоциации (0 <α< 1); разбавление и рост Т приводит к увеличению α;
– к равновесию диссоциации применим закон действующих масс.
Для равновесия НСN ↔ H+ + CN- ,
Kд = [H+].[CN-] / [HCN]. (6.1)
Диссоциируют ионные и полярные ковалентные соединения. Чем выше диэлектрическая постоянная растворителя (ε0), тем сильнее его ионизирующее действие [α = f(ε0) ]. Ассоциации ионов препятствует их сольватная (гидратная) оболочка.
Изотонический коэффициент Вант-Гоффа (i) показывает, во сколько раз число частиц в растворе превышает число растворенных молекул. Коэффициент i можно рассчитать по величине α, которая, в свою очередь, может быть найдена из значения константы диссоциации электролита КД:
,
(6.2)
где n – количество ионов, на которые распадается молекула при диссоциации.
Законы Рауля и Вант-Гоффа для разбавленных растворов электролитов имеют вид:
;
(6.3)
ΔТкр = i · Ккр · Сm ; (6.4)
ΔТкип = i · Е · Сm ; (6.5)
Росм = i · СM · R · T. (6.6)
Электролиты называют сильными, если при Сн = 1 моль/дм3 α > 0,5 (к ним относят все соли, HCl, H2SO4, HNO3, NaOH, Ba(OH)2 и др.), и слабыми, если при Сн = 1 моль/дм3 α < 0,5 (CH3COOH, HCN, H2S, HNO2, H2CO3, H2SO3, Сu(OH)2, Zn(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3 и др.).
Закон разбавления Оствальда связывает константу равновесия диссоциации слабого электролита Кд с величиной степени диссоциации α при данной молярной концентрации С
,
а при α << 1:
.
(6.7)
Электролиты, проявляющие свойства и кислот, и оснований, называют амфотерными. Пример амфотерного соединения – гидроксид цинка Zn(OH)2:
Zn(OH)2 + 2 H+ = Zn2+ + 2 H2O;
Zn(OH)2 + 2 ОH– = ZnО22– + 2 H2O (при сплавлении);
Zn(OH)2 + 2 OH– = [Zn(OH)4]2– (в растворе).
Ионные равновесия и реакции. Реакции ионного обмена протекают в том случае, когда возможно образование менее диссоциированных продуктов, чем исходные вещества. При составлении ионных уравнений принято сильные электролиты записывать в ионной форме, а слабые – в молекулярной. Например, для реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием ионное уравнение имеет вид:
Н+ + ОН– = H2O .
Равновесие диссоциации воды. Для водных растворов ионное произведение Кw – величина постоянная при данной температуре:
Кw = [H+] · [OH–] = 1 · 10–14 (при t = 25 oC). (6.8)
Водородный показатель – логарифмическая форма выражения молярной концентрации свободных ионов Н+:
рН = –lg[H+] . (6.9)