9.2 Фізико-хімічні властивості розчинів електролітів

У розчинах електролітів має місце дисоціація розчинених речовин, що призводить до зміни числа часточок у розчинах, тобто до зміни їх концентрації. Внаслідок чого властивості розчинів електролітів не підкоряються законам Рауля та Вант-Гоффа. Останній запропонував для оцінки відхилень ввести емпіричний фактор і – ізотонічний коефіцієнт. Для того, щоб вищевказані закони були придатні для розчинів електролітів, необхідно значення їх концентрації множити на цей коефіцієнт. Так, рівняння (7.2), (7.4) і (7.6) матимуть відповідно такий вигляд:

(9.1)

Т₀^зам – Т^зам = Т = К_кріb (9.2)

. (9.3)

Ізотонічний коефіцієнт безпосередньо зв’язаний із ступенем дисоціації:

, (9.4)

де  – кількість іонів, на які розпадається молекула електроліту.

9.3 Кислоти, луги і солі з точки зору теорії електролітичної дисоціації

Основи з точки зору ТЕД – це електроліти, які під час розчинення дисоціюють з утворенням гідроксид-іонів ОН^–. Розчинні у воді основи називаються лугами. Так, до лугів відносять водні розчині гідроксидів лужних і лужноземельних металів: КОН, NaOH, Cа(ОН)₂ тощо. У розбавлених водних розчинах луги знаходяться виключно у вигляді іонів: КОН  К⁺ + OН^–.

Кислоти з точки зору ТЕД – це електроліти, які під час дисоціації утворюють катіони лише одного типу, а саме – іони Н⁺. До сильних електролітів відносяться такі кислоти: HCl, HNO₃, H₂SO₄ тощо. У розчинах вони знаходяться виключно у вигляді іонів: Н₂SO₄  2Н⁺ + SO₄^–2.

Солі з точки зору ТЕД – це речовини, які під час дисоціації утворюють катіони металів та аніони кислотних залишків. Розрізняють солі середні, кислі, основні. Середні солі – це продукти повного заміщення атомів Гідрогену на атоми металу в молекулах кислот, наприклад СаSO₄. – кальцій сульфат. Кислі солі – продукти неповного заміщення атомів Гідрогену на атоми металу в молекулах кислот, наприклад, Na₂НPO₄ – натрій гідрогенфосфат. Основні солі – продукти неповного заміщення гідроксильних груп на кислотні залишки у молекулах основ, наприклад Cr(ОН)₂Сl – хром(ІІІ) дигідроксидхлорид. На лекції надаються приклади дисоціації усіх типів солей.

Електроліти, що дисоціюють незначною мірою (a0,03) називають слабкими. До них належать органічні і частина неорганічних кислот, основи. Їх дисоціація є процесом ступінчастим. Так, у розчинах слабких кислот знаходяться різні кислотні залишки, а також молекули кислоти, що не піддалися дисоціації:

Н₃РО₄ ⇄ Н⁺ + Н₂РО₄^– – дигідрогенфосфат-іон;

Н₂РО₄^– ⇄ Н⁺ + НРО₄^–2 – гідрогенфосфат-іон;

НРО₄^–2 ⇄ Н⁺ + РО₄^–3 – фосфат-іон.

9.4 Дисоціація води. Водневий показник

Вода – дуже слабкий електроліт, що дисоціює за рівнянням: Н₂О ⇄ Н⁺ + ОН^–. Ступінь дисоціації води дорівнює 1,810^–9. Молярну концентрацію води визначають, поділив масу 1 л води на її молярну масу, тобто 1000/18 = 55,56 моль/л. Концентрація іонів Н⁺ і ОН^– у воді, виходячи з рівняння її дисоціації, однакова:

моль. (9.5)

Добуток концентрацій іонів Н⁺ і ОН^– називають іонним добутком води. За сталої температури це величина стала, як для чистої води, так і для водних розчинів будь-яких електролітів:

. (9.6)

Під час розчинення речовин відбувається взаємодія їх часточок з полярними молекулами води. Навколо кожної молекули електроліту орієнтуються диполі води, які своїми негативними полюсами притягаються до позитивного полюса молекули, а позитивними полюсами – до негативного. У результаті цієї взаємодії полярна молекула перетворюється на іонну і розпадається на іони. Продуктами взаємодії є гідратовані іони, навколо яких орієнтується певна кількість молекул води. Так, біля іонів Купруму, як правило, розташовано 5 молекул води – [Cu(H₂O)₅]⁺², біля іонів Гідрогену, які існують у вигляді гідроксоній-іонів, 4 молекули – [Н(H₂O)₄]⁺ і т.д.

Водневий показник. Розчини, в яких концентрація іонів Н⁺ і ОН^– однакова і дорівнює 10^–7 моль/л, називають нейтральними. Якщо у воду додати кислоту, то концентрація іонів Н⁺ у розчині зросте, а концентрація іонів ОН^– у стільки ж разів зменшиться. Розчини, в яких концентрація іонів Н⁺ більша, ніж концентрація іонів ОН^– називають кислими. Відповідно, лужними називають розчини, де більша концентрація іонів ОН^–. Вміст у розчинах іонів Н⁺ і ОН^–показує водневий показник рН – від’ємний десятковий логарифм концентрації іонів Н⁺:

. (9.7)

За допомогою рН характеризують реакцію розчинів: якщо рН7, то середовище лужне; якщо рН7, то середовище кисле; у нейтральному середовищі рН = 7. Для визначення рН розчинів застосовують індикатори – речовини, які змінюють своє забарвлення в залежності від рН розчину. На лекції надається коротка характеристика найбільш поширених кислотно-основних індикаторів.