Нижегородский Государственный Технический Университет им. Р.Е. Алексеева

Кафедра «Органическая химия»

Лабораторная работа по теме

«Растворы электролитов»

Нижний Новгород

2011 год

1. Общая характеристика растворов электролитов.

Электролитами называются вещества, которые в растворе или расплаве распадаются (диссоциируют) на ионы. В растворе распад электролита на ионы осуществляется в результате химического взаимодействия растворяемого электролита с молекулами растворителя – в результате процесса электролитической диссоциации.

По способности к диссоциации в растворе электролиты делятся на силь­ные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют на ионы полностью, слабые-частично.

Пусть K_nA_m - сильный электролит. Уравнение его диссоциации записыва­ется как уравнение необратимого процесса: K_nA_m = nK^m+ + mA^n-. Например, Al₂(SO₄)₃ = 2Al³⁺ + 3SO₄^2-. В растворе сильного электролита концентрация его ионов определяется исключительно концентрацией раствора.

Если электролит K_nA_m – слабый, в его растворе устанавливается химическое равновесие между электролитом, остающимся в недиссоциированном виде, и ионами в растворе согласно уравнению: К_nA_mnK^m+ +mA^n-. Такое равновесие на­зывается ионным; оно может быть гомогенным и гетерогенным. Например, H₂SO₃2H⁺ + SO₃^2-. Это гомогенное ионное равновесие, т.к. и недиссоциированный электролит, и его ионы находятся в одной фазе – в растворе.

Как и любое химическое равновесие, ионное равновесие количественнно характеризуется величиной константы равновесия, называемой константой диссоциации K_KnAm, которая для слабого электролита K_nA_m записывается: K_KnAm = ([K^m+]ⁿ[A^n- ]^m)/[K_nA_m] (1.1)

где [K^m+] и [A^n-] – соответственно, равновесные концентрации катионов и анионов слабого электролита, а [K_nA_m] – равновесная концентрация электролита, остающегося в недиссоциированном состоянии. На­пример, для слабой кислоты H₂SO₃ (уравнение её диссоциации см. выше) кон­стантой диссоциации является выражение: К_H2SO3=([H⁺]²[SO₃^2-])/[H₂SO₃].

В растворе труднорастворимого электролита устанавливается гетерогенное ионное равновесие, при котором недиссоциированный электролит находится в осадке, а его ионы – продукты растворения – в растворе. Константа диссоциации в этом случае называется произведением растворимости (ПР) и ввиду постоянства концентрации недиссоциированного электролита в осадке ([K_nA_m] = const) принимает вид: K_KnAm = ПР = [K^m+]ⁿ[A^n- ]^m (1.2)

Раствор слабого труднорастворимого электролита, удовлетворяющий соотношению (1.2), называется насыщенным.

Пример 1.1. Определение равновесных концентраций ионов в насыщенном растворе Fe(OH)₂.

Труднорастворимый электролит Fe(OH)₂ обратимо диссоциирует согласно уравнению: Fe(OH)₂Fe²⁺ + 2OH^-. Выражение произведения растворимости этого электролита записывается (см. 1.2) и равно (см. таблицу приложения): ПР = [Fe²⁺][ OH^-]² = 210^-15

Обозначим [Fe²⁺] = х. Тогда в соответствии с уравнением диссоциации [ OH^-] = 2х, а выражение произведения растворимости примет вид: ПР = х(2х)² = 4х³. Откуда находим: х = [Fe²⁺] = (ПР/4)^1/3 = (210^-15/4)^1/3 = 0,810^-5, а [ OH^-] = 2х = 1,610^-5.

Величина константы диссоциации в любом её виде количественно характеризует способность слабого электролита к разложению в растворе на ионы. Из выражения константы диссоциации вытекает, что чем больше её величина, тем выше способность слабого электролита к диссоциации.

Универсальной количественной характеристикой способности электролита к диссоциации является степень его диссоциации , которая определяется как отношение числа молей диссоциированного электролита к общему числу молей электролита в растворе. Исходя из определения сильных и слабых электролитов, для сильных электролитов  = 1(100%), для слабых - 1(100%). Типичные слабые электролиты, как правило, имеют значение 0,01(1%). Поэтому в практических рассчётах концентрацию недиссоциированного слабого электролита можно считать равной общей концентрации раствора.

Пример 1.2. Расчёт концентраций ионов в 0,1М растворе уксусной кислоты СН₃СООН.

Записываем уравнение диссоциации уксусной кислоты, выражение константы диссоциации и её табличное значение: СН₃СООНСН₃СОО^- + Н⁺; Ксн₃соон=[СН₃СОО^-] [Н⁺]/[СН₃СООН]=1,7510^-5

Уксусная кислота – типичный слабый электролит.. Поэтому концентрацию недиссоциированной кислоты принимаем равной общей концентрации раствора, т.е. [СН₃СООН]  0,1моль/л. Из уравнения диссоциации уксусной кислоты видно, что концентрации ионов СН₃СОО^- и Н⁺ равны. Поэтому выражение её константы диссоциации может быть записано в виде: Ксн₃соон = [Н⁺]²/[СН₃СООН]. Из этого уравнения находим: [Н⁺]=[CH₃COO^-] = (Ксн₃соон [СН₃СООН])^1/2 = (1,7510^-50,1)^)1/2= (1,7510^-6)^1/2=1,310^-3.

В водных растворах сам растворитель – вода – является слабым электролитом. Вода диссоциирует согласно уравнению: Н₂ОН⁺ + ОН^-. При этом в обычных температурных условиях (при Т=22⁰С) в любом водном растворе концентрации ионов Н⁺ и ОН^- взаимосвязаны, а именно:

[H⁺][OH^-]=К _Н2О=10^-14 (1.3)

где К _Н2О=10^-14 называется ионным произведением воды.

На практике для характеристики водных растворов электролитов пользуются не абсолютными значениями концентраций ионов Н⁺ и ОН^- , а величиной водородного показателя (рН):

рН= - lg[H⁺] (1.4)

Пример 1.3. рН 0,1М раствора СН₃СООН.

В 0,1М растворе уксусной кислоты СН₃СООН концентрация ионов Н⁺ равна: [H⁺]=1,310^-3 (см. пример 1.2). Отсюда по уравнению (1.4) находим: рН= - lg[H⁺]= - lg 1,310^-3=2,9.

По величине рН водные растворы электролитов подразделяются на нейтральные (рН = 7), кислые (рН  7) и щелочные (рН  7).