102

Лекция n 20-23. Растворы электролитов

План

1. Растворы электролитов. Слабые электролиты. Закон разбавления Оствальда.

2. Сильные электролиты. Активность. Ионная сила раствора.

3. Электролитическая диссоциация воды, рН раствора. Расчет рН растворов сильных и слабых электролитов.

4. Буферные растворы. Буферные системы живых организмов.

5. Гидролиз солей.

6. Равновесие в системе осадок – раствор электролита.

7. Равновесия в растворах комплексных соединений.

1. Растворы электролитов. Слабые электролиты. Закон разбавления Оствальда

Электролиты – это вещества, растворы которых проводят электрический ток посредством ионов, на которые они распадаются под действием полярных молекул растворителя.

По типу диссоциации электролиты разделяют на кислоты, основания, амфотерные гидроксиды и соли.

Количественной характеристикой диссоциации электролита является степень диссоциации , которая равна отношению числа продиссоциировавших молекул к общему числу молекул:

По степени диссоциации различают сильные электролиты (>30%), слабые электролиты (<3%) и электролиты средней силы (3% <<30%).

Степень диссоциации не является строгой характеристикой электролита, так как зависит не только от его природы, но и от концентрации, и увеличивается при разбавлении раствора.

Растворы слабых электролитов

Диссоциация слабых электролитов – обратимый процесс, к которому применим закон действия масс:

Константу равновесия процесса диссоциации называют константой диссоциации.

Если диссоциация протекает по ступеням, то каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой:

1-ая ступень:

2-ая ступень:

При этом К₁>К₂ , а К_сум=К₁К₂.

Константа диссоциации, как и любая константа равновесия, не зависит от концентрации и является строгой характеристикой электролита при данной температуре. Для слабых электролитов К_дисс< 10^-4.

Зависимость константы диссоциации от температуры определяется знаком теплового эффекта процесса диссоциации.

Рассмотрим процесс диссоциации слабого электролита HA с концентрацией c и степенью диссоциации :

Cогласно уравнению диссоциации:

[H⁺] = [A^-] =c.

Тогда

[HA] = (1-) c.

После подстановки полученных выражений в уравнение для константы диссоциации получим:

Так как <<1, то ее величиной в знаменателе можно пренебречь:

К=²с

или

Полученное соотношение является математическим выражением закона разбавления Оствальда:

Степень диссоциации электролита возрастает при разбавлении раствора.

2. Сильные электролиты. Активность. Ионная сила раствора

Установлено, что сильные электролиты в растворе полностью распадаются на ионы, т.е. истинное значение =1. Однако величина степени диссоциации, определяемая по физическим свойствам этих растворов (электропроводность, температура замерзания и т.д.), всегда меньше единицы. Кроме того, к растворам сильных электролитов неприменим закон действия масс в его обычной форме.

Наблюдаемые отклонения в свойствах растворов сильных электролитов связаны с сильным электростатическим взаимодействием ионов в растворе. Каждый ион окружен “ионной атмосферой “ из ионов противоположного знака, которая влияет на его подвижность и вызывает отклонение свойств от ожидаемых величин.

Для характеристики растворов сильных электролитов вместо их истинной концентрации используют активность (a), т.е. условную эффективную концентрацию, в соответствии с которой они проявляют себя в химических и физических процессах:

a = c ,

где  - коэффициент активности;

с – истинная концентрация.

Коэффициент активности определяется экспериментально и приводится в таблицах. Для разбавленных растворов электролитов  не зависит от природы иона и может быть рассчитан по формуле:

lg = - 0,5z² ,

где I – ионная сила раствора, которая определяется по формуле:

I = 0,5 (b(X₁)z₁²+ b(X₂)z₂²+ …+b(X_n)z_n²)

b(X) - моляльные концентрации ионов

z – заряды ионов.

Для предельно разбавленных растворов, в которых практически отсутствует взаимодействие между ионами, а=с , т.е. =1.