4.10. Свойства растворов электролитов. Изотонический коэффициент, его связь со степенью диссоциации. Электрическая проводимость растворов электролитов.

Для объяснения особенностей свойств растворов электролитов С. Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации, основывающуюся на следующих постулатах:

1. Электролиты в растворах распадаются на ионы – диссоциируют;

2. Диссоциация является обратимым равновесным процессом;

3. Силы взаимодействия ионов с молекулами растворителя и друг с другом малы (т.е. растворы являются идеальными).

Изотонический коэффициент для каждого раствора определяется экспериментально по изменению Pосм или ∆Тзам или ∆Ткип:

i=∆Tзам.экс/∆Tзам.теор. где ∆Тэкс- экспериментальное значение,

∆Т теор– теоретическое значение,

ί – зависит от природы растворенного вещества, концентрации.

С разбавлением раствора величина изотонического коэффициента увеличивается.

Диссоциация молекул на ионы является неполной и характеризуется степенью диссоциации α. Если молекула дает ν ионов, то изотонический коэффициент Вант-Гоффа i = 1 + α (ν – 1).

a = Сдисс/Сисх, если а=0, то раствор – неэлектролит.

По величине a электролиты условно делятся на сильные, средней силы и слабые. Для сильных электролитов a > 0,3 (> 30 %), для средних 0,03 < a < 0,3 (3 – 30 %), для слабых a < 0,03 (< 3 %).

Электрический ток есть упорядоченное перемещение заряженных частиц. Растворы электролитов обладают ионной проводимостью (являются т.н. проводниками второго рода), т.е. электропроводность растворов электролитов обусловлена перемещением ионов в электрическом поле (в отличие от электронной проводимости проводников первого рода).

4.11. Ионные реакции. Условия смещения ионных равновесий. Амфотерные электролиты. Произведение растворимости.

Ионные реакции — реакции между ионами в растворе. Например, реакцию

AgNO₃ + NaCl = NaNO₃ + AgCl

можно представить в ионном виде (реакция расписывается на ионы, не расписываются осадки, газы, вода, слабые кислоты и основания, а также малорастворимые и нерастворимые соединения) например AgCl нерастворим в воде и на ионы не расписывается:

Ag⁺ + NO₃⁻ + Na⁺ + Cl⁻ = AgCl + Na⁺ + NO₃⁻

Одинаковые ионы сокращаются и получается сокращенное ионное уравнение. Так как взаимодействие произошло между ионами Ag⁺ и ионами Cl⁻, то выражение

Ag⁺ + Cl⁻ = AgCl

и есть ионное уравнение рассматриваемой реакции. Оно проще молекулярного и в то же время отражает сущность происходящей реакции.

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняется закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским учёным Ле Шателье.

Факторы, влияющие на химическое равновесие:

1) температура

При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении — в сторону экзотермической (выделение) реакции.

CaCO3=CaO+CO2 -Q t↑ →, t↓ ←

N2+3H2↔2NH3 +Q t↑ ←, t↓ →

2) давление

При повышении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении — в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т. е. если в реакции участвуют твёрдые вещества, то они в расчёт не берутся.

CaCO3=CaO+CO2 P↑ ←, P↓ →

1моль=1моль+1моль

3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции

При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при понижении концентрации — в сторону исходных веществ.

S+O2=SO2 [S],[O]↑ →, [SO2]↑ ←

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия

Наряду с кислотными и основными гидроокисями существуют и такие, которые в водных растворах диссоциируют по двум направлениям, отщепляя и ионы водорода, и гидроксид-ионы.

Такие гидроокиси могут реагировать как с кислотами (подобно основаниям), так и со щелочами (подобно кислотам), образуя в обоих случаях воду и соли. Гидроокиси, обладающие подобными двойственными свойствами, называются амфотерными. К ним относятся: Zn(OH)2, Al(OH)3, Ga(OH)3, Cr(OH)3, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Sb(OH)3 и др.

Произведение растворимости (ПР) — произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянных температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.