БЛОК-МОДУЛЬ № 3 РАБОТА № 7
Растворы электролитов
Цель работы - ознакомление с процессами в водных растворах электролитов и их характеристиками: электролитическая диссоциация, степень и константа диссоциации, ионное произведение воды, гидролиз солей, произведение растворимости.
Теоретическая часть
Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. К ним относятся кислоты, основания и подавляющее большинство солей. При попадании этих веществ в полярный растворитель происходит электролитическая диссоциация, вызываемая взаимодействием полярных молекул растворителя с частицами растворяемого вещества. Результатом является образование сольватированных заряженных частиц положительно заряженных
катионов и отрицательно заряженных анионов. Электролитическая диссоциация
HCl (газ) + (n+m)H2O H+ nH2O + Cl mH2O,
NaCl (крист) + (p+q)H2O Na+ pH2O + Cl qH2O.
Количественной характеристикой электролитической диссоциации
служит степень диссоциации , равная отношению числа диссоциированных
молекул Nдисс к исходному числу молекул электролита в растворе Nисх:
= Nдисс .
Nисх
По способности к электролитической диссоциации электролиты условно подразделяют на сильные и слабые. Сильные электролиты - вещества, в растворе практически полностью диссоциированные на ионы при ( 1). Слабые электролиты - вещества, степень диссоциации которых
1. В водных растворах сильными электролитами являются такие кислоты, как HClO4, HMnO4, H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, а также гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2,
Sr(OH)2, Ba(OH)2; большинство солей
Для процесса электролитической диссоциации
КmАn ↔ m Kz1 + n Az2 , |
|
где КmАn – молекула электролита, Kz1 – катион, |
Az2 – анион, z – зарядовое |
число ионов; различают аналитическую, или концентрационную, константу
диссоциации Кд,с, вычисленную по равновесным концентрациям |
молекул и |
||
ионов: |
|
|
|
Кд,с = |
[Kz1 ]m [Az2 ]n |
, |
(7.1) |
[Km An ]недисс |
|||
где [Kz1 ], [Az2 ] равновесные молярные концентрации катионов и анионов, соответственно; [КmАn]недисс равновесная молярная концентрация недиссоциированных молекул электролита. Термодинамическая константа диссоциации Kд,а, вычисляется по равновесным активностям a
соответствующих частиц:
Kд,а = |
|
amz an z |
|
(7.2) |
|||
|
Ka1 |
A |
2 |
|
|||
|
|
|
|
||||
|
|
|
KmAn |
|
|
|
|
Согласно уравнению изобары химической реакции: |
|
||||||
|
d ln K Д ,а |
|
Hдисс |
|
|||
|
|
dT |
|
RT 2 |
|
||
Активность, равна произведению концентрации С на коэффициент активности
а = С
Понятие активности было предложено Льюисом, чтобы можно было использовать для реальных систем термодинамические уравнения, выведенные для идеальных растворов, в которых отсутствуют взаимодействия между компонентами.
Выражение (7.1) обычно используется для растворов слабых электролитов, поскольку в разбавленных растворах коэффициент активности слабого электролита 1 и значение активности практически соответствует величине концентрации С частиц. Для растворов сильных электролитов концентрационная константа диссоциации не имеет физического смысла, т.к. концентрация недиссоциированных молекул практически равна нулю. Однако коэффициент активности сильного электролита, отражающий влияние межионных и ион-молекулярных взаимодействий на свойства раствора, 1, поэтому для сильных электролитов справедливо выражение (7.2). Константу равновесия процесса диссоциации принято обозначать Ка в