921

Мольная доля растворителя хр-ля – отношение количества молей растворителя к сумме молей вещества и растворителя, выражается в долях единицы:

5. РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

5.1. Кислотно-основное равновесие

Вещества, состоящие из ионных или полярных молекул, при растворении в воде (и в расплаве) диссоциируют, то есть распадаются на ионы: положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Процесс распада вещества на ионы при растворении в воде или расплавлении называется электролитической диссоциацией.

Свободные ионы, являясь заряженными, обусловливают электропроводность растворов и расплавов. Вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

Кислоты диссоциируют с образованием катионов водорода и аниона кислотного остатка:

HCl = H+ + Cl

H2SO4 = 2H+ + SO4 2

При диссоциации оснований образуются катионы металла и анионы гидроксогрупп. Например:

NaOH = Na+ + OH

Ca(OH)2 = Ca+2 + 2OH

При диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотного остатка:

KCl = K+ + Cl

Al2(SO4)3 = 2Al+3 + 3SO4 2

Количественно процесс диссоциации может быть охарактеризован степенью электролитической диссоциации ,

изотоническим коэффициентом i, константой электролитической диссоциации К.

Степенью электролитической диссоциации электролита называют отношение числа диссоциированных молекул n к общему числу молекул растворенного вещества N:

= n , или в процентах = n 100 %.

N N

По степени диссоциации электролиты делятся на сильные, средние и слабые. Электролиты, степень диссоциации которых больше 30 %, относятсяксильным,от30до5% – ксредним,аменее5% –кслабым.

К сильным электролитам относятся:

–кислоты: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HMnO4, HClO4;

–щелочи: NaOH, KOH, CsOH, RbOH, FrOH, LiOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2;

–практически все растворимые соли.

При составлении ионных уравнений реакций сильные электролиты записываются в виде ионов, так как они в растворах почти полностью распадаются на ионы. Слабые электролиты записываются в виде молекул, так как на ионы они распадаются в незначительной степени.

Электролитическая диссоциация слабых электролитов – процесс обратимый, подчиняющийся закону действующих масс. Например, для молекулы уксусной кислоты справедливо

CH3COOH = H+ + CH3COO

В соответствии с законом действующих масс в момент равновесия, когда скорости прямого и обратного процессов равны, справедливо равенство

K [H ] [CH3COO ],

[CH3COOH]

где К – константа диссоциации (или ионизации). При ступенчатой диссоциации каждую ступень можно охарактеризовать своей константой.

Чем больше константа диссоциации, тем сильнее диссоциирует электролит. Так как К в отличие от не зависит от концентрации раствора, то характеризовать силу кислот и оснований с помощью констант удобнее. Для сильных электролитов константа диссоциации теряет смысл, так как все молекулы диссоциированы на ионы.

В табл. 15 и 16 приведены значения констант ионизации и степеней диссоциации кислот и оснований.

Вода является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды

на ионы происходит лишь в незначительной степени: Н2О = Н+ + ОН–

Константа равновесия этого процесса называется ионным произведением воды и равна: Кw= Н+ ОН- = 10 –14.

В нейтральном растворе количество ионов водорода равно количеству гидроксил-ионов Н+ = ОН– = KW =10–7. В

разбавленных растворах кислот концентрация ионов водорода также незначительна.

Проводить вычисления с такими величинами неудобно, поэтому используют отрицательный логарифм этих чисел. Его называют

водородным показателем и обозначают рН.

рН = – lg Н+

Тогда для нейтральных растворов рН = – lg(10 –7) = 7. Если концентрация ионов водорода равна 1 моль/л, то рН = – lg1= 0. В сильно

среде рН 7, а в щелочной среде рН 7. Изменение цвета кислотноосновныхиндикатороввзависимостиотрНсредыприведеновтабл.17.

Таблица 16

Константы ионизации и степени диссоциации оснований в 1Н растворах при 25 оС

5.1.1. Вычисление рН и рОН среды в водных растворах

а) водородный показатель рН

рН = – lg Н+ ,

где Н+ – концентрация ионов Н+ , моль/л;

[H ] Н2О ; [ОН ]

б) гидроксильный показатель рОН рОН = – lg ОН– ,

где ОН– – концентрация ионов ОН– , моль/л;

[ОH ] Н2О , [Н ]

где Н2О - ионное произведение воды, при 298К Н2О = 10-14 .

рН + рОН = 14, откуда рН = 14 – рОН; рОН = 14 - рН.

5.1.2.Вычисление молярной концентрации, константы

истепени диссоциации, концентрации ионов Н+ и ОН–

вводных растворах сильных и слабых кислот и оснований

I. Растворы слабых электролитов

где Кд – константа диссоциации;– степень диссоциации;

С – молярная концентрация электролита, моль/л.

Скислоты концентрация кислоты, моль/л; Kкислоты константа диссоциации кислоты;

K1 кислоты константа диссоциации кислоты по первой ступени;– степень диссоциации кислоты;1 – степень диссоциации кислоты по первой ступени.

Буферный раствор – смесь растворов слабого электролита (кислоты или основания) и его соли, кислотность которого не меняется при добавлении небольших количеств сильных кислоты или щелочи, при разбавлении или концентрировании. Величина рН буферного раствора определяется константой ионизации слабого электролита и соотношением слабого электролита и его соли.

где рКа –показатель степени константы ионизации слабогоэлектролита; Ссоли – концентрация раствора соли; Скислоты – концентрация раствора слабой кислоты.

5.2. Гидролиз солей

Гидролизом солей называется реакция ионного обмена между молекулами соли и воды, в результате которой изменяется кислотность среды (рН). Примеры реакций гидролиза солей различного типа приведены в табл. 18.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, а

также нерастворимые в воде соли гидролизу не подвергаются.

5.3. Равновесие в системах «осадок – раствор»

Константа равновесия процесса растворения труднорастворимого соединения называется произведением растворимости и

обозначается ПР. Например, произведение растворимости для труднорастворимой соли AgI = Ag+ + I будет выражено уравнением

ПР = [Ag+] [I ].

Если при растворении одной молекулы образуется несколько катионов и анионов, как в случае Ca3(PO4)2 3Ca2+ + 2PO43-, то выражение для произведения растворимости этой соли запишется в виде уравнения ПР = [Ca2+]3∙[PO43-]2. В квадратных скобках указаны концентрации ионов, которые образуются в насыщенном растворе этой соли. Если концентрация ионов, образующих труднорастворимую соль, меньше, чем их концентрация в насыщенном растворе, то произведение ионов, возведенных в соответствующие степени, окажется меньше табличного значения произведения растворимости. В этом случае осадок образовываться не будет.Если произведение концентраций ионов, находящихся в

растворе, возведенных в соответствующие степени, оказывается больше табличного значения произведения растворимости, то раствор будет пересыщенным, начнется образование осадка. В табл. 19 указана растворимость наиболее распространенных кислот, солей и оснований в воде.

Таблица 19

Таблица растворимости кислот, солей и оснований в воде