Глава 2. Растворы электролитов

Электролитами, как уже было сказано выше, называются вещества (кислоты, основания, соли), молекулы которых в растворах под действием молекул растворителя, чаще всего воды, распадаются на ионы – положительные катионы и отрицательные анионы. Этот процесс называется электролитической диссоциацией. Распад молекул электролитов на ионы может происходить и под воздействием высокой температуры (термическая диссоциация).

Под действием электрического тока, подаваемого от внешнего источника, в растворах или расплавах электролитов осуществляется направленное движение ионов, т.е. перенос заряда (электрический ток). Таким образом, электролиты являются ионными электрическими проводниками (проводниками второго рода) в отличие от проводников первого рода (металлов и полупроводников), которые проводят электрический ток либо за счет движения электронов, либо за счет движения электронов и дырок.

Равновесие в растворах электролитов.

Степень и константа диссоциации

Состояние динамического равновесия в растворах электролитов, при котором скорость диссоциации молекул растворенного вещества на ионы равна скорости ассоциации ионов в молекулы, характеризуется константой диссоциации, обозначаемой .

Для состояния равновесия

(2.1)

    

Величина  зависит только от температуры и природы веществ.

Если каждая молекула при диссоциации образует один катион и один анион (n = m = 1) то концентрации катионов и анионов, находящихся в растворе, равны [A⁺] =[B^-]= С₀∙α, где С₀ — первоначальная концентрация вещества; α — степень диссоциации, представляющая собой, как сказано выше, долю молекул, распавшихся на ионы.

Число оставшихся после диссоциации непродиссоциировавших молекул  [AB] = С_o - С₀∙α = С₀ ∙(I - α).

В этом  случае значение константы диссоциации:

(2.2)

 

 

Формула (2.2) представляет собой математическое выражение закона разведения Оствальда. Если  α«1 (раствор очень слабого электролита), то в знаменателе ее величиной по сравнению с единицей можно пренебречь. Тогда

(2.3)

Полученное выражение наглядно показывает, что степень диссоциации с ростом концентрации раствора уменьшается. Величина константы диссоциации определяет силу электролитов. Различают очень слабые электролиты, для которых  < 1O^-7. Для просто слабых электролитов константа диссоциации лежит в интервале 1O^-7 <   < 1O^-2, а для сильных и очень сильных соответственно 1O^-2 <   < 1О³ и

 1O³ <   < 1О⁸.

 

Ионное произведение воды.    Кислотность растворов.

Водородный показатель (рН)

Вода является очень слабым электролитом. Её диссоциация – пример самоионизации, протекающей по уравнению

Н₂0 + Н₂0 Н₃O⁺ + ОН^-,

где Н₃O⁺ — ион гидроксония, представляющий собой гидратированный ион водорода (Н₂0 + H⁺ = Н₃O⁺). Константа диссоциации воды согласно закону действия масс:

                                                     (2.4)

 при 25^оС равна 3,24∙I0^-18. Так как степень диссоциации  молекул воды очень  мала, то концентрацию молекул воды можно считать величиной постоянной и равной [H₂O] = 1000/18 = 55,55 моль/л и произведение двух постоянных величин тоже величина постоянная, равная:

.

Это произведение = [Н₃O⁺][ОН^-] = IO^-14 = К_W  (моль/л)²  является постоянным для всех водных растворов. Константа К_W называется ионным произведением воды, она зависит только от температуры.

В нейтральном растворе концентрации [Н₃O⁺] и [ОН^-] равны:

                      [Н₃O⁺] = [ОН^-] =10^-7моль/л.                           (2.5)       

Концентрация ионов гидроксония [Н₃O⁺] определяет кислотность растворов. Если [Н₃O⁺] > 1O^-7 моль/л, то раствор является кислым, если [Н₃O⁺] < 1O^-7 моль/л — щелочным. Для более удобного выражения кислотности раствора было введено понятие рH, где р — оператор, тождественно равный отрицательному десятичному логарифму р ≡ -lg. Таким образом, величина рН представляет собой отрицательный десятичный логарифм числа, определяющего концентрацию ионов гидроксония [Н₃O⁺] или упрощенно – ионов водорода [Н⁺]:

pH = -lg[Н₃O⁺];        pH = -lg[Н⁺].                                              (2.6)

Оператор р  применяется и для других малых величин, например pOH = -lg[OН^+,, а  

                                       р К_W = pH + pOH = 14.                               (2.7)

 

pH нейтральных сред равен 7, кислых – меньше 7, щелочных – больше 7.

Гидролиз солей.