Растворы слабых электролитов

Слабыми электролитами называются вещества, которые лишь частично распадаются (диссоциируют) на ионы, при этом степень электролитической диссоциации α ˂˂ 1: α = N_расп/ N = С_расп/С.

К ним относят органические кислоты, большинство оснований и неорганических кислот. Особенностью растворов слабых электролитов является то, что при диссоциации в их растворах образуется очень мало ионов, поэтому силами электростатического взаимодействия между ними можно пренебречь. Процесс диссоциации слабого электролита обратим. Наряду с ним идет обратный процесс ассоциации. Между процессами устанавливается динамическое (подвижное) равновесие. Как и любое равновесие его можно характеризовать константой химического равновесия, здесь она называется константой диссоциации.

Константа равновесия – это отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов.

Процесс диссоциации слабого электролита – уксусной кислоты:

К_дисс

СH₃COOH ↔ CH₃COO^¯ + H⁺

Так как равновесная концентрация каждого из ионов равна молярной концентрации распавшихся молекул, то можно записать:

[H⁺]_*[ CH₃COO^¯] С α _* С α С² α² С α²

К_дисс= = = =

[СH₃COOH] С- α С С (1 – α) 1 – α

Данная зависимость показывает связь между степенью диссоциации слабого электролита и концентрацией раствора, а так же является математическим выражением закона разведения Оствальда.Для слабого электролита α<<1, поэтому на практике используется более простое выражение: К_дисс = Сα² α =

При увеличении концентрации слабых электролитов, степень их электролитической диссоциации уменьшается.

Растворы сильных электролитов

Было доказано, что в растворах сильных электролитов отсутствуют молекулы растворенного вещества, то есть все растворенные молекулы диссоциируют на ионы, при этом α = 1. К ним относятся некоторые неорганические кислоты, например, Н₂SO₄ ,HNO₃, HCl, HBr, HI, щелочи и большинство солей. Но при измерении степени диссоциации сильного электролита на практике, ее величина всегда оказывалась меньше 1, поэтому ввели понятие кажущейся степени диссоциации. В чем же причина этого явления?

В растворах сильных электролитов концентрация образовавшихся ионов очень велика, поэтому между ними существуют силы электростатического взаимодействия. Каждый ион в растворе сильного электролита окружен ионной атмосферой из ионов противоположного заряда. Например:

Ионная атмосфера препятствует движению ионов в растворе, они оказываются заблокированными, т.е. менее активными. Концентрация ионов в растворе кажется меньшей истинной. В расчетах свойств сильных электролитов используется понятие активности, а не истинной концентрации. Активность (a_i) – это кажущаяся концентрация, исходя из которой ион проявляет себя в химической реакции. Величину активности вычисляют по закону Дебая-Хюккеля: a_i = f_{i *} C_i

C_i - истинная молярная концентрация иона i

f_i - коэффициент активности иона

Метод определения коэффициента активности вытекает из теории, описывающей свойства сильных электролитов – теории Дебая - Хюккеля. Согласно которой:

Lg ƒ_i = -0,5 Z_i²√¯μ , где

Z_i - заряд иона, μ - ионная сила раствора,

μ - мера электростатического взаимодействия между ионами в растворе и рассчитывается по формуле: μ = 0,5 Σ C_{i *} Z_i²

Рассчитаем ионную силу физиологического раствора с известной концентрацией NaCl:

С_NaCl = 0,9 % ═› С_М(NaCl) = 0,15 моль/л

Молекула NaCl при диссоциации дает один ион Na⁺ и один ион Cl^- :

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

0,15 моль/л по 0,15 моль/л

μ = 0,5 Σ C_{i *} Z_i² = 0,5(С _Na+ Z²_Na+ + С _Cl- Z²_Cl-)

μ = 0,5 (0,15 _* 1² + 0,15_* (-1)²) = 0,15

Большинство биологических жидкостей имеют такую же ионную силу.

Электролитическая диссоциация воды

Вода - очень слабый электролит. Равновесие электролитической диссоциации воды Н₂О↔ Н⁺ + ОН^-резко смещено влево. Определена и константа равновесия этого процесса, она очень мала.

[H+] _* [OH^-]

К_дисс = ------------------ = 1,8 _* 10^-16

[H₂O]

Можно считать, что концентрация молекул воды практически постоянна. Определим её равновесную молярную концентрацию:

[H₂O]= m / M = V_*ρ / M =1000 /18 = 55,56 моль/л

[Н⁺]_*[ОН^-] = К_{дисс *} [H₂O]

[Н⁺]_*[ОН^-] =1,88 _* 10^-16_* 55,56 ≈ 10^-14

[Н⁺]_*[ОН^-] = К_в - ионное произведение воды - это величина постоянная.

К_в=10^-14 при 22°С

Прологарифмируем с обратным знаком:

-lg([H⁺]_*[OH^-]) = -lg 10^-14

С учетом свойств логарифмов можем записать:

-lg[H⁺] - lg[OH^-] = lg 10¹⁴

рН + рОН=14

рН = -lg[H⁺] - водородный показатель, рОН = - lg[OH^-] - гидроксильный показатель. Эти показатели исполь­зуются для характеристики кислотности среды.

Среда нейтральная рН = рОН = 7;

Среда кислая рН < 7; рОН > 7.

Например, если рН=З, тогда [Н+]=10^-3моль/л

рОН = 14-3=11, тогда [ОН^-] = 10^-11 моль/л

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: