IV. Электролитическая диссоциация

По способности проводить электрический ток растворы делятся на электролиты и неэлектролиты. Электролитами называют вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся соли, кислоты, основания. Процесс распада молекул электролита на ионы называется электролитической диссоциацией. В электрическом поле положительно заряженные ионы движутся к отрицательному электроду (катоду[─]), поэтому называются катионами, отрицательно заряженные ионы движутся к положительному электроду (аноду[+]), поэтому называются анионами.

К катионам относятся иноы H⁺, NH₄⁺, Na⁺, Fe²⁺, Al³⁺, катионы основных солей – CuOH⁺, Al(OH)²⁺, FeOH⁺ и т.д.

К анионам относятся OH^─, Cl^─, NO₃^─, HCO₃^─, H₂PO₄^─, SO₃^2─, SO₄^2─, MnO₄^─

4.1 Степень и константа диссоциации

В водных растворах электролиты могут полностью или частично распадаться на ионы. Число, показывающее, какая часть молекул распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоциации: n – число молекул распавшихся на ионы, N – общее число растворенных молекул.

Электролиты, для которых α ≈ 100% называются сильныными электролитами(соли, кислоты HClO₄, HNO₃, HCl, H₂SO₄, щелочи NaOH, KOH).

Электролиты, для которых α < 3%, называют слабыми электролитами (HClO₂, HNO₂, H₂SO₃, H₃PO₄, H₂S, Fe(OH)₂, Cu(OH)₂, NH₄OH).

Для характеристики слабых электролитов применяют понятие константы диссоциации К. Константа диссоциации электролита и константа равновесия реакции - это одно и то же. Например, для реакции диссоциации уксусной кислоты СН₃СООН = СН₃СОО^─ + Н⁺, = 1,8×10^─5 . Как правило, константу диссоциации слабого электролита определяют экспериментально и она не зависит от концентрации электролита.

4.2 Диссоциация воды. РН – раствора

Вода, как слабый электролит, в незначительной степени диссоциирует на ионы Н⁺ и ОН^─, причем при 25⁰С ионное произведение воды [H⁺]×[OH^─] = 10^─14

По определению ─lg[H⁺] = pH (раствора). Если pH раствора меньше семи, раствор называют кислым, если рН раствора больше семи – раствор щелочной.

Отметим, что рН желудочного сока ≈ 1,7 крови ≈ 7,4

Вычисление рН раствора

Задача. Вычислить рН раствора сильного электролита CsOH c молялярной концентрацией 0,05 М.

Решение: в воде сильный электролит диссоциирует необратимо:

CsOH = Cs⁺ + OH⁻. [Cs⁺] = [OH⁻] = 0,05M; т.к. [H⁺]×[OH⁻] = 10⁻¹⁴, следовательно lg[H⁺] + lg[OH⁻] = −14, lg[H⁺] = −14 – lg[OH⁻] = −14 – lg(0,05) = −14 – (−1,3) = −12,7. pH = −lg[H⁺] = 12,7. Раствор CsOH – щелочной.

Задача. Вычислить рН раствора слабого электролита СН₃СООН (уксусная кислота) c моляльной концентрацией 0,1 М, если константа диссоциации

кислоты при 25^оС равна 1,75×10⁻⁵.

Решение: запишем уравнение диссоциации кислоты: СН₃СООН = СН₃СОО⁻ + Н⁺. Табличное значение константы диссоциации уксусной кислоты равна 1,75×10⁻⁵. Решение: , К×[CH₃COOH] = [CH₃COO^─]×[H⁺]

если [CH₃COO⁻] = [H⁺] = x, тогда х² = 1,75×10⁻⁵×0,1

x = [H⁺] ≈ 1,32×10⁻³; pH = − lg[H⁺] = 2,88.

Повторим, что кислоты – это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов – катионы водорода, Н⁺, и рН < 7.

Основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов: ОН^─, и pH > 7.

Амфотерные гидроксиды [Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃] - это слабые электролиты и при диссоциации образуют одновременно катионы водорода Н⁺ и гидроксид ионы ОН^─. Например, химическую формулу гидроксида цинка можно записать и как Zn(OH)₂, и так: H₂ZnO₂. При первой записи получим Zn(OH)₂ = Zn²⁺ + 2OH^─, при второй записи: H₂ZnO₂ = 2H⁺ + ZnO₂^2─

Средние соли - сильные электролиты, которые диссоциируют на катион металла и анион кислотного осадка: Al₂(SO₄)₃ = 2Al³⁺ + 3SO₄^2─

Кислые соли – сильные электролиты, которые диссоциируют на катион металла и сложный анион: NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃^─

Оснóвные соли – электролиты, которые при диссоциации образуют сложный катион и анион кислотного остатка: Fe(OH)₂Cl = Fe(OH)₂⁺ + Cl^─.