5.3 Растворы электролитов

Соли, кислоты, основания в водном растворе диссоциируют, образуя ионы противоположных зарядов. Вследствие этого растворы проводят электрический ток и называются электролитами. Таким образом, электролит – раствор, содержащий ионы; если же при растворении вещества не происходит диссоциации молекул, такие вещества называются неэлектролитами.

Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации α.

α.= С_дисс/С_общ–отношение концентрации молекул, распавшихся на ионы, к общей концентрации молекул. Если α=0, раствор неэлектролита, если α=1, молекулы электролита полностью распались на ионы.

По величине α электролиты можно условно разделить на сильные, средние и слабые. Для сильных электролитов α.>0,3 (>30%); для средних α.= 0,03 - 0,3 (2–30%), для слабых α.<0,03 (<30 %) (табл. 3).

Таблица 3

Степень диссоциации различных электролитов

(при См= 1 моль/литр, =25 ºС)

Электролит	α, %	Электролит	α, %	Электролит	α, %
HNOз	82,0	Н3РО4	29,0	НСN	0,01
HCl	78,4	Н2SеО4	20,0	NН4ОН	1,4
H2SO2	58,0	HF	8,0	Н2S	0,07
КОН	77,0	CH2COOH	1,36
NaОН	73,0	Н2СО3	0,17

Концентрация ионов в растворе электролита зависит от молярной концентрации С_м, степени диссоциации α и числа ионов данного вида ni, на которое распадается молекула электролита.

С_ионов=С_м∙αn_i. Например, для раствора Н₂SO₄ 0,5 моль/л при α=50% концентрация ионов водорода [Н⁺]=0,5∙0,5∙2 моль/л.

Все соли, за исключением HgCl₂ и Fe(CHS)₃ – сильные электролиты.

Сильные и слабые электролиты имеют свои особенности.

При растворении слабых электролитов в воде происходит обратимая диссоциация, например, для СН₃СООН имеет место равновесие:

СН3СООН Н⁺ +СН3СОО‾, т.е. процесс обратим.

Для обратимого равновесного процесса можно применить закон действующих масс. Константа равновесия в данном случае называется константой диссоциации:

Константа диссоциации характеризует способность слабого электролита к распаду на ионы. Чем меньше величина К_дисс, тем слабее электролит. Например,

К_{СН3СООН} = 1,82∙10^-5, К_НСN= 7,2∙10‾ ¹º , К_НСN<К_{СН3СООН}, т.е. НСN – более слабая кислота.

Обратимая диссоциация происходит в растворе слабого основания, например

NН₄ОНNН₄⁺ + ОН‾;

К_дисс = 1,76∙10^-5, т.е. NН₄ОН – слабое основание.

Если электролит диссоциирует по ступеням, то каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации:

Н₃РО₄Н⁺+Н₂РО₄ К_I=7,6∙10^-3

Н₂РО₄Н⁺+НРО₄ К2=6,2∙10^-8

НРО₄Н⁺+РО₄‾ К3=4,4∙10^-13 К_I>К₂>К₃.

Диссоциация в основном идёт по первой ступени, по третьей ступени на электролит практически не диссоциирует, о чём свидетельствует малая величина К₃.

Удобнее пользоваться не величинами К_дисс, а величинами рК – показателями кислоты и основания:

pК_{кислоты} = -lgК_{кислоты}, рК_{основания} =-lgК_{основания.}

Для Н₃Р0₄: рК₁=2,12; рК₂= 7,21; рК₃= 12,26.

Для характеристики свойств амфотерных электролитов необходимо знать величины констант диссоциации по кислотному и основному типам. По соотношению величин этих констант можно судить о преобладании тех или иных свойств у амфотерного электролита.

Напомним, что диссоциация амфотерного электролита проходит по следующему уравнению (запись в общем виде):

R⁺+ ОНֿROHH⁺ROֿ.

Тогда для Ве(0Н)₂, например, равновесие диссоциации имеет вид:

Ве²⁺+ 2OHֿВе(OН)₂H2BeO22H⁺Be₂^2-;

константа диссоциации по основному типу:

по кислотному типу

Поскольку К_оск>К_кисл, у Ве(ОН)₂ преобладают основные свойства.

В случае А1(0Н)₃ К_осн = 8 ∙10^-25, К_кисл = 4∙10^-13, следовательно, у А1(OН)₃ преобладают кислотные свойства.

Примером электролита, у которого основные и кислотные свойства выражены примерно одинаково, может служить Ga(OH)₃, у которого К_кисл=2∙10^-12.

Константа диссоциации зависит от природы вещества и температуры , но не зависит от концентрации, поэтому она дает более общую характеристику электролита, чем α .