Растворы слабых электролитов

В растворах слабых электролитов существует равновесие между ионами и реально существующими недиссоциированными молекулами. В таких растворах концентрация ионов сравнительно мала, что дает основание пренебречь силами их электростатического взаимодействия и принять, что свойства растворов слабых электролитов определяются только равновесием диссоциации, которое полностью подчиняется закону действующих масс.

Константа, протекающего при этом равновесного процесса, называется константой диссоциации электролита и представляет собой отношение произведения концентраций ионов в растворе слабого электролита к концентрации его недиссоциированной части.

Это отношение остается постоянным для раствора любой концентрации слабого электролита при одной и той же температуре.

Рассмотрим равновесие в растворе слабого электролита НАН⁺+ А^-.

Обозначим общую концентрацию слабого электролита НА через С моль/л, тогда концентрация ионов [Н⁺]=[А^-]=Сα моль/л, а концентрация недиссоциированной части электролита будет равна (С- Сα) моль/л, тогда константа диссоциации:

, где α – степень диссоциации.

Данное выражение является законом разбавления Оствальда.

В тех случаях, когда степень диссоциации α << 0,1, при вычислениях, не требующих большой точности, можно принять, что С-Сα ≈ С или, то же самое, 1- α ≈ 1. Тогда

или , откуда.

Пример 1. Константа диссоциации муравьиной кислоты составляет =2,1·10^-4. Вычислить степень диссоциации α и концентрацию ионов водорода [Н⁺] в 0,3М растворе кислоты.

Решение. Уравнение диссоциации кислоты имеет вид НСООН  Н⁺ + НСОО^-

, что соответствует 2,64 %.

[Н⁺]=Сα=0,3·2,64·10^-2=7,9·10^-3 моль/л.

Пример 2. Вычислить рН 1%-ного раствора муравьиной кислоты, считая, что плотность раствора =1.

Решение: . Определим молярную концентрацию раствора.

Масса одного литра раствора равна 1000 г, т.к. ρ=1г/мл. В 100 г раствора содержится 1 г вещества, следовательно в 1000 г раствора – 10 г.

моль. Таким образом С_М=0,22 моль/л.

[Н⁺]=Сα=С=моль/л

.

Произведение растворимости

В насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита устанавливается равновесие между осадком (твердой фазой) электролита и ионами электролита в растворе:

BaSO₄ Ba²⁺ + SO₄^2-

_{в осадке в растворе}

Поскольку в растворах сильных электролитов состояние ионов определяется активностями, то выражение константы равновесия для данной системы имеет вид: .

Активная концентрация сульфата бария в растворе есть величина постоянная, следовательно, произведение является величиной постоянной при данной температуре и обозначается ПР.

Таким образом, произведение активных концентраций также представляет собой постоянную величину, называемую произведением растворимости и обозначаемую ПР:

.

Произведение активностей ионов малорастворимого электролита, содержащихся в его насыщенном растворе (произведение растворимости) – есть величина постоянная при данной температуре.

Если электролит малорастворим, то ионная сила его насыщенного раствора близка к нулю, а коэффициент активности ионов мало отличается от единицы. В подобных случаях произведение активностей ионов в выражениях для ПР может быть заменено на их молярные концентрации:

.

Пример 4. Произведение растворимости иодида свинца (II) при 20⁰С равно 8∙10^-9.

Вычислить растворимость соли в моль/л и г/л.

Решение. Равновесие в системе малорастворимой соли иодида свинца (II) может быть представлено в виде уравнения РbI₂ Pb²⁺ + 2I^-.

Обозначим искомую растворимость в моль/л через S. Тогда в насыщенном растворе РbI₂ содержится S моль/л ионов Pb²⁺ и 2S моль/л ионов I^-, отсюда

моль/л.

Поскольку мольная масса РbI₂ равна 461 г/моль, то растворимость, выраженная в г/л, равна 1,3∙10^-3∙461=0,6 г/л.