Лабораторная работа №5. Ионные равновесия в растворах электролитов.

Работу выполнил______________________ Работу принял___________________

Дата выполнения______________________ Отметка о зачете_________________

Основные понятия.

Электролитами называют вещества, расплавы или растворы которых проводят электрический ток.

Электрическая проводимость возникает вследствие процесса электролитической диссоциации - распада вещества на положительно заряженные ионы ( катионы ) и отрицательно заряженные ионы ( анионы ). Процесс диссоциации выражается химическим уравнением ( в общем виде ):

Kat_nAn_m  n Kat^m+ + m An^n- ( * )

Возникающее ионное равновесие характеризуется константой равновесия, которая носит название константа диссоциации: Kat^m+ⁿ An^n-^m

Кд =  , ( 1 )

Kat_nAn_m

где Kat^m+, An^n-, Kat_nAn_m - равновесные концентрации катионов, анионов и

недиссоциированных частиц соответственно.

Величина константы диссоциации зависит от природы электролита, растворителя и температуры, но не зависит от концентрации раствора.

Для сильных электролитов Кд  1, т.е. в разбавленных растворах они диссоциированы практически полностью ( соединения ионного типа в растворе существуют только в виде ионов ). Слабые электролиты диссоциированы в растворе лишь частично и характеризуются значениями константы диссоциации Кд  1.

Примеры сильных и слабых электролитов приведены в приложении 1. Константы диссоциации электролитов приводятся в термодинамических таблицах ( см. приложение 2 ).

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато, каждая из равновесных ступеней характеризуется своей константой диссоциации.

ПРИМЕР 1.

Диссоциация ортофосфорной кислоты:

H₃PO₄  H⁺ + H₂PO₄^- K₁ = Н⁺ H₂PO₄^-  H₃PO₄

H₂PO₄^-  H⁺ + HPO₄^2- K₂ = Н⁺ HPO₄^2-  H₂PO₄^-

HPO₄^2-  H⁺ + PO₄^3- K₃ = Н⁺ PO₄^3-  HPO₄^2-

суммарное уравнение процесса:

H₃PO₄  3 H⁺ + PO₄^3- Kд = К₁ К₂ К₃ = Н⁺³ PO₄^3-  H₃PO₄

Равновесие в водных растворах слабых электролитов.

Вода, являясь наиболее важным с практической точки зрения растворителем, сама представляет собой слабый электролит, диссоциирующий на ионы в соответствии с уравнением:

2 Н₂О  Н₃О⁺ + ОН^- или упрощенно: Н₂О  Н⁺ + ОН^-.

Константа диссоциации воды: Кд = Н⁺ ОН^-  Н₂О = 1,8 10^-16 (при 22 С), в чистой воде и разбавленных водных растворах концентрацию недиссоциированных молекул принимают за постоянную величину: Н₂О = m/MV = 1000/18 = 55.5 моль/л. Тогда Кд Н₂О = Кв = Н⁺ ОН^- = 10^-14 ( 2 )

Выражение ( 2 ) называется ионным произведением воды и показывает, что

в разбавленных водных растворах произведение равновесных концентраций ионов водорода и

гидроксила при данной температуре есть величина постоянная. Концентрацию ионов водорода в растворе часто выражают водородным показателем: рН = - lg H⁺ ( 3 )

реже пользуются величиной гидроксильного показателя: рОН = - lg ОH^-, т.к. в соответствии с уравнением ( 2 ) эти функции взаимосвязаны: рН + рОН = 14.

Таким образом, для водных растворов всегда выполняются соотношения:

в нейтральной среде Н⁺ = ОН^- = 10^-7 моль/л, рН = рОН = 7,

в кислой среде Н⁺  10^-7 моль/л, ОН^-  10^-7 моль/л, рН  7, рОН  7,

в щелочной среде Н⁺ 10^-7 моль/л, ОН^-  10^-7 моль/л, рН  7, рОН  7.

Значение рН растворов и, соответственно, характер среды определяют с помощью специальных приборов - рН-метров или ( более грубо ) с помощью цветных индикаторов. Кислотно – основными индикаторами могут служить некоторые органические соединения, которые при определенном значении рН (в узком интервале значений рН) резко изменяют свою окраску ( см. приложение 3 ).

Равновесие в растворах слабых электролитов иногда характеризуют величиной степени диссоциации (  ) - отношением числа диссоциированных молекул к общему числу растворенных молекул.

Степень диссоциации и константа диссоциации связаны соотношением: Кд = ²С/(1-), ( 4 )

где С - молярная концентрация раствора.

Равновесие в растворах слабых электролитов, как и для любой другой обратимой реакции подчиняется принципу Ле Шателье, а именно:

при уменьшении концентрации ионов в растворе ( например, путем их связывания в слабый электролит ) равновесие ( * ) смещается вправо, т.е. степень диссоциации увеличивается;

при увеличении концентрации ионов ( например, путем добавления в систему сильного электролита, содержащего одноименные ионы ) равновесие ( * ) смещается влево, т.е. степень диссоциации уменьшается.

ПРИМЕР 2.

А). Вычислите рН и степень диссоциации децимолярного ( Ск = 0,1 моль/л ) раствора уксусной кислоты.

Константа диссоциации уксусной кислоты СН₃СООН  СН₃СОО^- + Н⁺

определяется уравнением Кд = СН₃СОО^- Н⁺  СН₃СООН = 1,75 10^-5. Из уравнения реакции видно, что СН₃СОО^- = Н⁺, а т.к. Ск  СН₃СОО^- то СН₃СООН = Ск - СН₃СОО^-  Ск.

Тогда Кд = Н⁺²/Ск, откуда: Н⁺ = (Кд Ск)^1/2, из уравнения(3): рН = - 1/2 lg (Кд Ск), степень диссоциации по определению равна  = Н⁺/Ск.

Для условий задачи получаем: Н⁺ = 1.3 10^-3 моль/л, рН  2.9,   1.3 10^-2 ( 1.3 % ).

Б). Вычислите рН и степень диссоциации децимолярного ( Ск = 0,1 моль/л ) раствора уксусной кислоты после добавления в него ацетата натрия в концентрации Сс = 0,1 моль/л.

В данном случае СН₃СООН  Ск , СН₃СОО^- = Сс, тогда из выражения для Кд (см п.А) получаем: Н⁺ = Кд Ск/Сс = 1.75 10^-5, рН  4.8,   1.75 10^-4 (0.017 %).

Сравнение результатов, полученных в пп. А) и В), подтверждает вывод, следующий из принципа Ле Шателье, а именно: введение в раствор слабого электролита одноименных ионов уменьшает степень его диссоциации.