9

Лекція № 13 розчини електролітів

1. Загальні поняття теорії розчинів електролітів

2. Використання законів ідеальних розчинів до розбавлених розчинів електролітів

3. Теорія слабких електролітів. Залежність ступені дисоціації від концентрації електроліту

4. Теорія сильних електролітів. Активність

5. Іонні реакції

6. Теорії кислот і основ

1. Загальні поняття теорії розчинів електролітів

Електролітами називаються сполуки, які у розчинах чи розплавах розпадаються (дисоціюють) на іони і які при накладенні різниці потенціалів проводять електричний струм. Електроліти є провідниками другого роду, тому що електричний струм утворюється внаслідок руху іонів (на відміну від провідників першого роду – металів, в яких струм зумовлюється рухом електронів).

Розчини електролітів характеризуються ступенем дисоціації - , який є співвідношенням кількості молекул, які розпались на іони до загальної кількості молекул:

 = n_дис / n_заг.

В залежності від чисельного значення  електроліти розділяють на сильні та слабкі. До сильних електролітів ( > 30 %) відносять майже всі солі, з кислот – сульфатну, нітратну, хлоридну, хлорну; з основ – розчинні основи металів першої та другої групи NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.

До слабких електролітів ( < 3 %) належать з кислот: сульфідна, нітритна, карбонатна, сульфурводнева, більшість одноосновних органічних кислот (ацетатна, бензойна, тощо); з основ – розчин амоніаку в воді – амоній гідроксид, всі нерозчинені основи р-, d-, і f-елементів (Сu(OH)₂, Fe(OH)₃, Al(OH)₃, тощо). Фосфорна кислота є кислотою середньої сили.

За величиною  розподілити електроліти на сильні і слабки можна тільки приблизно, тому що ця характеристика залежить від природи розчинника, температури та концентрації розчину.

Процес електролітичної дисоціації слабких електролітів зручніше характеризувати константою хімічної рівноваги, яку в цьому випадку називають константою дисоціації. Так для реакції КА  К⁺ + А^–, відповідно до закону діючих мас, константа дисоціації К_д дорівнює:

К _рівн = [ K⁺] [A^–] / [ KA] = K_дис.

Величина К залежіть від природи електроліта, розчинника та температури і не залежіть від концентрації розчину. Чим більше К_дис, тим більше дисоціює електроліт. Наприклад, К_дис(СН₃СООН) = 1^.10^–5, К_дис(Н₂СО₃) = 4,5^.10^–7, тобто ацетатна кислота, більш сильна, ніж карбонатна.

Багатоосновні кислоти та багатокислотні основи дисоціюють ступінчасто і кожна з ступенів має свою константу К_дис. Наприклад:

Н₃РО₄  Н⁺ + Н₂РО₄^- К_1дис =7,5.10^–3;

Н₂РО₄^-  Н⁺ + НРО₄^2- К_2дис = 6,3.10^–8;

НРО₄^2-  Н⁺ + РО₄^3-- К_3дис = 1,3.10^–12.

Сумарна константа знаходиться за рівнянням К_дис = К₁К₂К₃.

При ступінчастій дисоціації речовин подальший ступень дисоціації характеризується меншим розпадом, ніж попередній, тобто К₁ > К₂ > К₃. Це пояснюється тим, що енергія, яку треба затратити для відривання іона, мінімальна в разі його відривання від нейтральної молекули і стає більшою при дисоціації у кожному наступному процесі.