Untitled Document

Растворы слабых электролитов

Растворение некоторых веществ сопровождается высвобождением или образованием ионов. При этом возможны диссоциативный и ионизационный механизмы. Диссоциативный механизм превалирует при разрушении ионной кристаллической решетки под воздействием сольватирующего растворителя. Так, ионы, составляющие кристаллическую решетку KCl, приобретают способность проводить электрический ток в любом из двух случаев разрушения кристаллической решетки – под воздействием тепловой энергии (расплав) или под воздействием сольватирующего растворителя (растворение). В последнем случае в раствор переходят готовые ионы, окруженные молекулами растворителя. Процесс взаимодействия ионов кристаллической решетки с молекулами растворителя называется сольватацией.

Ионизационный механизм состоит в том, что в молекулах газообразных, твердых и жидких веществ под воздействием полярных молекул растворителя увеличивается доля ионности настолько, что в раствор могут переходить сольватированные ионы. В зависимости от природы растворителя электролит может быть полностью диссоциирован, либо будет вести себя как слабый электролит:

В воде равновесие смещено вправо и растворенный хлористый водород диссоциирован полностью. В бензоле растворенный HCl ведет себя как слабый электролит.

Важной характеристикой электролитов служит степень диссоциации α:

По величине степени диссоциации электролиты делятся на слабые и сильные. Для сильных электролитов, к которым относятся некоторые минеральные кислоты и щелочи, большинство солей, α > 30 %. К слабым относят некоторые минеральные кислоты (HNO 2, HCN, H 2SO 3), большинство оснований, практически все органические кислоты.

Модель 6.5. Реакция нейтрализации и электропроводность.

Важнейшей характеристикой слабого электролита служит константа диссоциации .

Рассмотрим равновесную реакцию диссоциации слабого электролита HAn:

Константа равновесия K р этой реакции и есть K д:

Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита C и его степень диссоциации α, то получим

Это соотношение называют законом разбавления Оствальда . Для очень слабых электролитов при α << 1 это уравнение упрощается:

Тогда

Это позволяет заключить, что при бесконечном разбавлении степень диссоциации α стремится к единице.

Рассмотрим диссоциацию N моль электролита, диссоциирующего на n ионов. Тогда (6.1) можно записать в виде

Решая его относительно α, получим

Определив экспериментально изотонический коэффициент, можно найти степень диссоциации α в условиях эксперимента.

Модель 6.6. Реакции кислот и оснований.

Кислоты и основания диссоциируют ступенчато. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой. Так, трехосновная ортофосфорная кислота H 3PO 4 диссоциирует следующим образом

Реакция

Константа диссоциации K д

Степень диссоциации α

α = 27 %

α = 0,15 %

α = 0,005 %

Таблица 6.3.

Важное значение имеет диссоциация воды, поскольку, являясь слабым электролитом и обычным растворителем, она участвует в кислотно-основном равновесии растворенных в ней электролитов.

Вода диссоциирует на ионы:

ее константа при 298 K равна

При столь малой константе диссоциации концентрация воды остается практически неизменной и равной

Отсюда произведение постоянных величин K д∙[H 2O] = [H +]∙[OH –] = const.

Численная величина произведения ионов, на которые диссоциирует вода, называемое ионным произведением воды K в , равна

Таким образом, в пределах 15–25 °C ионное произведение воды K в = 10 –14.

Равенство [H +] и [OH –] соответствует нейтральной среде [H +] = [OH –] = 1 ∙ 10 –7, при [H +] > 1 ∙ 10 –7 – кислой, при [H +] < 1 ∙ 10 –7 – щелочной.