Устойчивость координационных соединений в растворах

Химические свойства комплексного иона с известной электронной конфигурацией и геометрическим строением определяются двумя факторами: а) способностью равновесной системы при определенных условиях к превращениям; б) скоростью, с которой могут происходить превращения, ведущие к достижению равновесного состояния системы.

Первый определяет термодинамическую, а второй – кинетическую устойчивость комплексного соединения. Кинетическая устойчивость зависит от многих факторов, поэтому обычно поддается лишь качественной оценке.

В противоположность ей термодинамическая устойчивость может быть легко охарактеризована количественно с помощью констант равновесия.

В растворе ион металла M и монодентатный лиганд L взаимодействуют ступенчато с образованием комплексного иона [ML n ] по схеме:

 

где K i – ступенчатые константы образования (устойчивости) отдельных комплексов [ML i ].

Поскольку в этой системе существует лишь n независимых равновесий, полная константа процесса M + n L = ML n – общая константа образования:

Чем больше константа устойчивости, тем более прочным является данный комплекс, поскольку Δ G ° = – RT lnβ.

Образование прочных комплексных ионов может быть использовано для растворения труднорастворимых электролитов. Концентрация ионов в растворе определяется величиной произведения растворимости такого электролита. Добавляя в раствор вещества, образующие с одним из его ионов комплексное соединение, можно во многих случаях достичь растворения осадка за счет комплексообразования. Добиться этого тем легче, чем больше величина произведения растворимости и чем больше константа устойчивости комплексного иона. Например, хлорид серебра AgCl растворяется в избытке аммиака, образуя [Ag(NH 3) 2]Cl. Менее растворимый AgI в аммиаке практически не растворим, но растворяется в тиосульфате натрия Na 2S 2O 3 по реакции

поскольку β[Ag(S 2O 3) 2] 3– на несколько порядков больше β[Ag(NH 3) 2] +.

Комплексные ионы участвуют в реакциях обмена с образованием более прочного или менее растворимого соединения:

Здесь M = Ni 2+, Cu 2+, Fe 2+.

 

МЕТОДИЧНА РОЗРОБКА ДЛЯ ОРГАНІЗАЦІЇ

ПОЗААУДИТОРНОЇ САМОСТІЙНОЇ РОБОТИ СТУДЕНТА

 

Предмет: Біонеорганічна хімія група:___________ курс__________

Спеціальність: Сестринська справа

Тема: Вчення про розчини. Способи вираження кількісного складу розчинів.

Кількість навчальних годин: 3

1. Актуальність теми.

Водні розчини – це найпоширеніші системи у живій і неживій природі, оскільки вода є універсальним розчинником. У водному середовищі відбувається більшість хімічних реакцій, складні фізіологічні та біологічні процеси. Основні біологічні рідини - плазма крові, лімфа, сеча, спинномозкова рідина – містять різні неорганічні та органічні речовини у розчиненому стані.

2. Навчальна мета.

а) знати:

1. Значення водних розчинів у біології та медицині.

2. Способи вираження кількісного складу розчинів.

б)вміти: 1. Розв’язувати задачі на знаходження масової частки розчиненої речовини.

2. Розв’язувати задачі на визначення молярної концентрації.

3. Матеріали до аудиторної самостійної роботи.

3.1. Базові знання, вміння, навички, необхідні для вивчення теми:

 

Дисципліни	Знати	Вміти
Неорганічна хімія	Масову частку розчиненої речовини	Записати формули
	Молярну концентрацію розчину	Визначення масової частки і молярної концентрації
ОМС	Типи фізіологічних розчинів	Приготувати розчин заданої концентрації

 

3.2. Зміст теми.

Розчини - це гомогенні термодинамічні стійкі системи змінного складу, що містять один або кілька компонентів і продуктів їх взаємодії. Розчини класифікують:

а) за агрегатним станом;

б) за природою розчинника;

в) за природою розчиненої речовини;

г) за вмістом розчиненої речовини;

д) за насиченістю розчину розчиненої речовини.

Важливою характеристикою розчину є його кількісний склад, який можна виразити як часткою розчиненої речовини, так і концентрацією розчиненої речовини.

Масова частка розчиненої речовини (ᵂ) - це відношення маси розчиненої речовини до загальної маси розчину:

W =

Маса розчину складається з розчиненої речовини (В) і розчинника (А), дорівнює сумі мас цих компонентів:

Мр-ну = Ма+Мв

Масову частку можна виразити у відсотках:

W = *100%

Молярна концентрація (См) – це відношення кількості розчиненої речовини Vв до об’єму розчину (V), вираженого у кубічних дециметрах:

М = = ; Vр - ну = ; См =

Виражають у молях на м дм (моль м, моль дм)

3.3.Рекомендована література:

Основна: В. П. Музиченко «Медична хімія»

Допоміжна: Н.П. Гирина «Неорганічна хімія»; В.А. Колібабчук «Медицинская химия»

3.4. Орієнтовна карта для самостійної роботи з літератури з теми:

«Розчини. Способи вираження кількісного складу розчинів»

Основні завдання	Вказівки	Відповіді
1. Значення розчинів у біології та медицині	Ознайомитися з даним завданням у підручнику	Записати приклади застосування розчинів у медицині
2. Склад і типи розчинів	Визначити класифікацію розчинів	Скласти схему класифікацій
3. Теорії розчинів	Ознайомитися з основними теоріями розчинів	Записати основну суть теорій розчинів
4. Способи вираження кількісного складу розчинів
А) масова частка розчиненої речовини	Знайти формулу по якій визначають масову частку	Записати приклади і розв’язати їх
Б) молярна концентрація	Записати формулу по якій визначають молярну концентрацію	Записати приклади задач і розв’язати їх

 

3.5. Матеріали для самоконтролю: питання, тести, задачі.

Виконати вправи:

1. Скільки грамів йоду і спирту потрібно взяти для приготування 500г. йодної настойки, що є 10% розчином?

2. Змішали 100г. 10% і 50г. 30% розчинів. Яка w% одержаного розчину?

3. Якої концентрації утвориться розчин солі, якщо до 500г. 12% розчину додати 300см води?

4. При випарюванні 700г. розчину з масовою часткою сульфатної кислоти 60%, втратили 200г. води. Обчислити масову частку отриманого розчину.

5. Які об’єми 35% і 15% розчинів потрібні для приготування 800г. 25% розчину?

6. У воді розчинили 20г. NaOH. Об’єм розчину = 400см. Визначити його полярність.

7. Скільки грамів NaOH потрібно для приготування 500см 0,1м розчину?

8. У воді розчинили 20г. NaOH. Об’єм розчину = 400см.Визначити його полярність.

9. Розрахувати масу речовини, необхідної для приготування 200см 0,3м розчину NaCl.

10. Обчислити молярну концентрацію розчину з масовою часткою H2SO4 64% (р= 1,547 г/см).

 

Викладач:_________________________________________(прізвище)

Загальні відомості про розчини, їх склад і типи.

Розчинами називають однорідні (гомогенні) системи, які склада -

ються з двох або більше компонентів, відносна кількість яких може

змінюватися у широких межах без порушення однорідності.

Компонентами розчину називають розчинник та розчинені в ньо-

му речовини. Розчинник — це середовище, в якому розчинені речо-

вини рівномірно розподілені у вигляді молекул або іонів. Розчин-

ником прийнято вважати компонент, агрегатний стан якого не

змінюється при утворенні розчину або вміст якого переважає вміст

інших компонентів. Поняття розчинник і розчинена речовина умов-

не. Наприклад, при змішуванні чистої води та твердої речовини

солі одержують рідкий розчин. У даному випадку розчинником є

вода. Якщо обидва компоненти до розчинення знаходились в од-

ному агрегатному стані, то розчинником вважається компонент,

взятий у більшій кількості, а якщо їх об’єми однакові, то байду-

же, який із компонентів називати розчинником, а який розчине-

ною речовиною.

Розчини класифікують за рядом ознак:

– залежно від природи розчинника розчини поділяють на водні

та неводні (спиртові, бензольні тощо);

– залежно від концентрації іонів водню розчини можуть бути

кислими, нейтральними та лужними;

– залежно від агрегатного стану розчинника та розчиненої

речовини розчини поділяють на газоподібні, рідкі та тверді.

Прикладом газоподібних розчинів є повітря. Воно складається

з азоту, кисню, оксиду вуглецю(IV), водяної пари та благородних

газів. Молекули цих речовин, незалежно від їх походження, пово-

дять себе як молекули газу, тобто повітря є гомогенною системою.

До твердих розчинів належить більшість металічних сплавів.

Сталь, наприклад, являє собою кристалічний розчин вуглецю в

залізі.

Найбільш поширеними і вивченими є рідкі водні розчини. Це

пояснюється тим, що більшість хімічних реакцій перебігають у

водних розчинах, оскільки лише в них є сприятливі умови для

пересування та тісного зближення частинок, яке необхідне для

виявлення хімічних сил. Велику роль відіграють розчини у життє-

діяльності живих організмів. Процеси засвоєння їжі людиною, тва-

риною та рослиною пов’язані з переходом харчових речовин у роз-

чин. Розчинами є важливі фізіологічні рідини — кров, лімфа тощо.

Важливе значення мають розчини у фармацевтичній практиці. Вони

є найбільшою групою серед лікарських форм. Як лікарська форма

розчини мають ряд переваг: вони порівняно з іншими лікарськи-

ми формами швидше всмоктуються організмом людини, відповід-

но швидше досягається лікувальний ефект; у формі розчину вик-

лючається подразнення слизової оболонки; розчини зручні для

вживання; технологія їх приготування та дозування відрізняється

простотою.

Рідкі розчини можна одержати розчиненням газу в рідині (на-

приклад, газована вода є розчином оксиду вуглецю(IV) у воді),

рідини в рідині (розчин спирту у воді), твердої речовини в рідині

(розчин солі у воді) тощо.

Основні параметри стану розчину — це температура, тиск та

концентрація.

Залежно від концентрації розчиненої речовини розчини по-

діляють на розведені та концентровані.

Розведений розчин містить досить малу масу розчиненої речо-

вини порівняно з масою розчинника. (Наприклад, в 100 г води

розчинено 5 г хлороводню). Розчин, який містить 36,5 г хлоровод-

ню в 100 г води, вважають концентрованим. Однак межі між розве-

деними та концентрованими розчинами умовні. Наприклад, для

сірчаної кислоти концентрованим вважається розчин, який містить

96 г H2SO4, для азотної — 63 г HNO3, для соляної — 37 г HСl в

100 г води.

Найважливішою кількісною характеристикою будь-якого роз-

чину є концентрація, яка вказує на масу або кількість розчиненої ре-

човини, що міститься в одиниці маси або об’єму розчину або розчинни-

ка. Існують різноманітні способи вираження концентрації розчинів.

Масова частка — це маса розчиненої речовини в 100 г розчину.

Наприклад, розчин з масовою часткою хлориду кальцію 5 % містить

5 г хлориду кальцію в 100 г розчину. Оскільки маса розчину дорів-

нює сумі мас розчинника та розчиненої речовини, то в наведено-

му прикладі кожні 100 г розчину містять 5 г хлориду кальцію та

95 г води. Масову частку розчину позначають літерою ω — та вира-

жають у частках одиниці або у відсотках. На практиці остання зас-

тосовується найчастіше.

 

Вираз концентрації розчину за допомогою масової частки широко

застосовується у фармацевтичній практиці. Масова частка нале-

жить до технічних концентрацій. Так, на виробництві сірчану, азотну

та соляну кислоти одержують у вигляді концентрованих розчинів з

масовими частками 96,63; 65,37 та 37 % відповідно. Ці розчини

також характеризуються густиною (ρ, г/мл).

Мольну частку визначають відношенням кількості розчиненої

речовини або розчинника до суми кількостей всіх компонентів роз-

чину. Мольну частку позначають N1 для розчинника; N2, N3, N4...

для розчинених речовин. Для розчину, який складається з компо-

нентів А, Б, В:

NА =

n

nnn

A

A+a+b; NБ =

n

nnn

a

A+a+b; NВ =

n

nnn

B

A+a+b,

де nA, nБ, nВ — кількість кожного компоненту у даному розчині.

Сума мольних часток компонентів розчину дорівнює одиниці:

NA + NБ + NВ = 1.

Молярну концентрацію розчину (СМ) визначають кількістю роз-

чиненої речовини, яка міститься в одному літрі розчину. Одиниці

виміру — моль/л.

СМ =

m

MV

, оскільки

m

M

= n, тоді СМ =

n

V

,

де m i M — маса та молярна маса розчиненої речовини, V — об’єм

розчину, л, n — кількість розчиненої речовини.

Співвідношення СМ =

n

V

показує, що молярна концентрація є

відношенням кількості розчиненої речовини до об’єму розчину.

Молярну концентрацію позначають таким чином:

1 М — одномолярний розчин (СМ = 1 моль/л),

0,1 М — децимолярний розчин (СМ = 0,1 моль/л),

0,01 М — сантимолярний розчин (СМ = 0,01 моль/л),

0,001 М — мілімолярний розчин (СМ = 0,001 моль/л).

Молярну концентрацію розчину використовують при вивченні

швидкості та механізму перебігу хімічних реакцій, при визначенні

теплових ефектів реакцій, обчисленні констант дисоціації та гідро-

лізу. Вони зручні тим, що у значній мірі спрощують обчислення.

Так, при однаковій молярній концентрації рівні об’єми розчинів

містять однакові кількості розчинених речовин. Відповідно, для

реакції:

А + В = АВ,

де 1 моль речовини А реагує з 1 молем речовини В, необхідно

взяти рівні об’єми розчинів цих речовин з однаковою молярною

концентрацією. Якщо взаємодіє 1 моль речовини А з 2 молями

речовини В, то об’єм розчину В необхідно взяти вдвічі більший,

ніж об’єм розчину А, тощо.

Моляльна концентрація (Сm або m) показує, яка кількість роз-

чиненої речовини припадає на 1 кг розчинника в даному розчині.

Одиниці виміру — моль/кг. Так, 1m розчину NaOH означає, що у

кілограмі води даного розчину знаходиться 1 моль гідроксиду на-

трію, тобто 40 г.

Молярна концентрація еквівалента (еквівалентна або нормальна

концентрація) СН показує кількість моль-еквівалентів розчиненої ре-

човини, яка міститься в 1 л розчину:

СН =

m

EmV, оскільки

m

Em = n, тоді СН =

n

V

,

де Em — еквівалентна маса розчиненої речовини.

Із співвідношення СН =

n

V

випливає, що молярна концентра-

ція еквівалента визначається відношенням числа моль-еквівалентів

розчиненої речовини до об’єму розчину. Наприклад, 1н розчин

сірчаної кислоти містить 1 моль-еквівалент H2SO4 або 49 г в 1 л

розчину; 0,01н — 0,01 моль-еквівалент або 0,49 г H2SO4 в 1 л роз-

чину. Особливістю розчинів з молярною концентрацією еквівалентів

є те, що розчини з однаковою концентрацією реагують між собою у

рівних об’ємах, оскільки містять рівні кількості моль-еквівалентів. Якщо

розчини мають різні концентрації, то відповідно до закону еквіва-

лентів їх об’єми обчислюють із співвідношення:

СН1V1 = CH2V2 або

C

C

H

H

=

V

V

,

де V1 i V2 — об’єми розчинів реагуючих речовин, СН1 і CH2 — мо-

лярні концентрації еквівалентів цих розчинів.

Таким чином, об’єми розчинів реагуючих речовин обернено про-

порційні до їх молярних концентрацій еквівалентів. Ці властивості

розчинів використовують не лише для обчислення об’ємів, але й

навпаки, за об’ємами розчинів, які витрачені на реакцію, визна-

чають їх концентрації.

Титр розчину (Т) показує, скільки грамів або міліграмів роз-

чиненої речовини міститься в одному мілілітрі розчину. Одиниці

виміру — г/мл або мг/мл.

T =

m

V

.

Так, якщо в 1 л розчину міститься 40 г гідроксиду натрію, то титр

цього розчину дорівнює:

Т =

= 0,0400 г/мл.

Між титром та молярною концентрацією еквівалента існує

залежність:

T =

CHEm

.

Розчинність

Здатність речовин розчинятися в тому чи іншому розчиннику за

даних умов називають розчинністю. Якщо достатню кількість крис-

талічної речовини, яка розчиняється, внести у певну кількість

розчинника, то в такій системі водночас відбуваються два взаєм-

но протилежних процеси: від поверхні кристалів речовини, що

розчиняється, відриваються окремі молекули або іони. Завдяки ди-

фузії останні рівномірно розподіляються в усьому об’ємі розчин-

ника. Одночасно з розчиненням відбувається зворотний процес —

кристалізація. Частинки розчиненої речовини, які перейшли в роз-

чин, притягуються поверхнею речовини, яка ще не розчинилася,

і кристалізуються. Швидкості розчинення та кристалізації залежать

від концентрації розчину. Очевидно, у перший момент швидкість

розчинення перевищує швидкість кристалізації. Але в міру збільшен-

ня концентрації розчиненої речовини в розчині зростає швидкість

кристалізації та наступає момент, коли швидкості розчинення та

кристалізації стають однаковими:

Vрозчинення = Vкристалізації

У системі встановлюється динамічна рівновага, при якій за одиницю

часу розчиняється стільки молекул, скільки їх виділяється з розчину.

Розчин, який знаходиться в рівноважному стані з речовиною, що

розчиняється, називають насиченим розчином.

Концентрацію розчиненої речовини у насиченому розчині при даній

температурі називають розчинністю. Розчинність чисельно вира-

жають такими ж способами, як і молярну концентрацію (моль/л,

г/л). Часто розчинність виражають у грамах безводної речовини,

яка насичує 100 г розчинника при заданій температурі. Виражену

таким чином розчинність називають коефіцієнтом розчинності. На-

приклад, при 20 °С в 100 г води розчиняється 35,9 г хлориду на-

трію, 31,6 г нітрату калію, 0,16 г гідроксиду кальцію. Відповідно,

коефіцієнти розчинності цих сполук дорівнюють 35,9; 36,1 та 0,16.

Наведені значення коефіцієнтів розчинності показують, що за даних

умов найменш розчинною речовиною є гідроксид кальцію, а най-

більш розчинною — хлорид натрію.

Таким чином, концентрація насиченого розчину є кількісною

характеристикою здатності речовин розчинятися у даному розчин-

нику при заданій температурі.

Якщо в 100 г води розчиняється більше 10 г речовини, то таку

речовину називають добре розчинною; якщо розчиняється менш 1 г

речовини — малорозчинною; якщо розчиняється менш 0,01 г речо-

вини — практично нерозчинною.

Розчинність речовин залежить від природи розчинника і речо-

вини, яка розчиняється, а також від умов розчинення (темпера-

тури, тиску, концентрації, наявності інших розчинених речовин).

До цього часу не існує наукової теорії, яка дозволяла б вивести

загальні закони розчинення. Звичайно користуються практично

встановленим правилом «подібне розчиняється в подібному». Це оз-

начає, що речовини, для яких характерні іонний та полярний типи

зв’язку, краще розчиняються у полярних розчинниках (вода, спир-

ти, рідкий аміак, оцтова кислота тощо). Навпаки, речовини з не-

полярним або малополярним типом зв’язку добре розчиняються в

неполярних розчинниках (ацетон, сірковуглець, бензол тощо).

При розчиненні твердих речовин значна кількість енергії вит-

рачається на руйнування кристалічної решітки, тому розчинність

більшості твердих речовин зростає з підвищенням температури.

Однак існують тверді речовини, розчинність яких практично не

змінюється або навіть зменшується з підвищенням температури.

Прикладом перших є хлорид натрію, а других — сульфат та гідро-

ксид кальцію.

Розчинність твердих речовин залежно від температури прий-

нято зображати графічно у вигляді кривих розчинності (рис. 32).

Ці криві будують за експериментальними даними; відкладають на

осі абсцис температуру, а на осі ординат — розчинність, г/100 г

Н2О. За кривими розчинності можна зробити висновок про роз-

чинність речовин. Так, хід кривих розчинності нітратів срібла,

калію та свинцю показує, що з підвищенням температури роз-

чинність цих речовин суттєво зростає. Майже горизонтальний хід

кривої розчинності хлориду натрію свідчить про незначну зміну

його розчинності з підвищенням тем-

ператури.

Розчинність більшості твердих ре-

човин зменшується із зниженням тем-

ператури, тому при охолодженні га-

рячих насичених розчинів надлишок

розчиненої речовини виділяється у

вигляді кристалів.

Виділення речовини при охолод-

женні насиченого розчину називають

кристалізацією (перекристалізацією).

Кристалізацію з розчинів або пере-

кристалізацію широко застосовують

для очистки речовин, які розчиняють-

ся у воді або інших розчинниках.

При обережному та повільному

охолодженні насиченого розчину

кристалізація може не відбутися. У

цьому випадку одержують розчин, який

містить значно більшу масу розчине-

ної речовини, ніж її може розчинитися

до утворення насиченого при даній

температурі розчину. Такий розчин на-

Рис. 32. Криві розчинності

твердих речовин

г/100 г H2O

зивають пересиченим. Пересичені розчини — термодинамічно

нестійкі системи. При струшуванні розчину, попаданні в нього

пилу або при додаванні кристалу розчиненої речовини відбуваєть-

ся миттєва кристалізація. Пересичені розчини легко утворюють

хлорид, сульфат і карбонат натрію, тетраборат натрію (бура) тощо.

Розчинність рідин у рідинах може бути повною чи обмеженою.

Більш поширена обмежена розчинність. При повній взаємній роз-

чинності рідини змішуються у будь-яких співвідношеннях (спирт-

вода). Рідини з обмеженою взаємною розчинністю завжди утворюють

два шари. Прикладом системи з обмеженою розчинністю є система

анілін-вода. При змішуванні цих рідин завжди існує два шари: верхній

шар складається в основному з води і містить анілін у невеликих

кількостях (приблизно 13 %), нижній шар, навпаки, складається в

основному з аніліну і містить близько 5 % води. Підвищення темпера-

тури призводить до збільшення взаємного розчинення рідин.

Температуру, при якій обмежена взаємна розчинність рідин

переходить в необмежену, називають критичною температурою

розчинення. Для системи анілін-вода вона дорівнює 168 °С.

Правило, що подібне розчиняє подібне, часто використову-

ють для взаємного розчинення рідин. У полярних розчинниках добре

розчиняються рідини з полярним типом зв’язку (спирти добре

розчиняються у воді, спиртах тощо), а в неполярних — з неполяр-

ним (вуглеводи — в вуглеводнях, йод — в бензолі).

Тиск, як правило, не впливає на взаємне розчинення рідин,

оскільки розчинність рідин не супроводжується значною зміною

об’єму.

Розчинність газів у рідинах досить різноманітна. На неї в значній

мірі впливають температура та тиск. Розчинність газів у воді являє

собою екзотермічний процес (∆Н < 0), тому з підвищенням тем-

ператури розчинність газів зменшується (табл. 12). Так, кип’ятін-

ням води можна видалити з неї гази, які були розчинені.

Розчинення газів в органічних розчинниках часто супровод-

жується поглинанням теплоти (∆Н > 0), у подібних випадках роз-

чинність газів зростає з підвищенням температури.

Залежність розчинності газів від тиску виражають законом Генрі

(1803): маса газу, який розчиняється при сталій температурі в дано-

му об’ємі рідини, прямо пропорційна парціальному тиску газу. Закон

Генрі виражають рівнянням:

С = kр,

де С — масова концентрація газу в насиченому розчині; р — пар-

ціальний тиск газу; k — коефіцієнт пропорційності, який нази-

вається константою (коефіцієнтом) Генрі.

За законом Генрі, об’єм газу, який розчиняється при сталій

температурі у даному об’ємі рідини, залежить від його парціаль-

ного тиску. Цей висновок випливає з закону Бойля — Маріот-

та (1662) про залежність об’єму газу від тиску. Розчинність газів

у рідинах виражається об’ємом газу в мілілітрах, який розчиняється

в 100 мл розчинника при 0 °С (273К) і тиску 101,325 кПа.

Закон Генрі стосується лише дуже розведених розчинів при

порівняно невисокому тиску і відсутності хімічної взаємодії моле-

кул газів, що розчиняються, з розчинником або один з одним.

Механізм утворення розчинів

Самоплинний розподіл речовини, яку розчиняють, між мо-

лекулами розчинника називають розчиненням. Однак розчинення

не можна розглядати як механічний процес, оскільки властивості

розчиненої речовини та розчинника змінюються при утворенні

розчину. Про це свідчить ряд факторів: об’єм розчину ніколи не

дорівнює сумі об’ємів розчинника та розчиненої речовини. Розчи-

нення звичайно супроводжується виділенням або поглинанням

теплоти, а інколи й зміною забарвлення розчину. В окремих випад-

ках ці ефекти малі, але у ряді випадків вони стають дуже помітни-

ми. Наприклад, розчинення нітратів супроводжується сильним

охолодженням розчину, а розчинення гідроксидів натрію, калію

та сірчаної кислоти — сильним нагріванням. При змішуванні 500 мл

води з 500 мл етилового спирту об’єм утвореного розчину стає

рівним не 1 л, а 940 мл, тобто при розчиненні спирту у воді відбу-

вається стиск cистеми (об’єм зменшується на 6 %). Це явище має

назву контракції та обумовлено утворенням водневих зв’язків між

гідроксогрупами молекул спирту та молекулами води, а також

руйнуванням льодоподібних структур води. Розчинення білих кри-

сталів CuSO4 супроводжується утворенням блакитного розчину, а

синіх кристалів CoCl2 — рожевого. Усі ці явища обумовлені як фізич-

ними, так і хімічними змінами в загальній системі розчину.

Вивчення розчинів сприяло появі двох теорій їх утворення:

фізичної та хімічної (друга половина XIX ст.). Представники фізич-

ної теорії розчинів, основоположником якої був Вант-Гофф, роз-

глядали розчинення як фізичний процес. Розчинник являє собою

деяке індиферентне середовище, в якому молекули розчиненої

речовини рівномірно розподіляються в усьому об’ємі розчину за

рахунок сил дифузії. При цьому виключається міжмолекулярна

взаємодія як між частинками розчиненої речовини, так і між мо-

лекулами розчинника. Кількісне описання властивостей розведе-

них розчинів було головною задачею фізиків. Фізики започаткува-

ли кількісну теорію, яка дала можливість визначати деякі

властивості розведених розчинів за їх відомою концентрацією (за-

кони Рауля, Вант-Гоффа, Генрі, закон розведення Оствальда,

теорія електролітичної дисоціації С. Арреніуса).

Прихильники хімічної теорії розчинів прагнули вивчити при-

роду явищ, що виникають внаслідок розчинення. Вони вважали,

що між молекулами компонентів розчину має місце хімічна взає-

модія, яка призводить до утворення суміші більш або менш стійких

сполук частинок розчиненої речовини з молекулами розчинника.

Таке уявлення про розчини вперше було сформульовано Д. І. Мен-

делєєвим на основі численних експериментальних досліджень.

Для

розвитку хімічної теорії розчинів важливе значення мали роботи

І. О. Каблукова, М. С. Курнакова, В. О. Кістяковського. Фізична та

хімічна теорії склали основу сучасної теорії розчинів.

Процес розчинення — складний фізико-хімічний процес. За-

лежно від природи компонентів та умов утворення розчину (кон-

центрації, температури, тиску) можуть переважати або фізичні,

або хімічні явища.

До фізичних явищ належать як простий розподіл молекул роз-

чиненої речовини серед молекул розчинника, так і взаємодія за

рахунок сил електричної природи: іон-дипольна, диполь-диполь-

на, взаємодія між іонами протилежного знаку. Фізичні сили діють

на далеких відстанях та упереджують хімічні, які діють на відстанях

порядку діаметра молекул. Їх виявлення пов’язано з перебудовою

електронних оболонок атомів, молекул, іонів.

Сукупність усіх процесів, які виникають внаслідок появи в роз-

чиннику розчиненої речовини, називають сольватацією, для вод-

них розчинів — гідратацією (І. О. Каблуков, 1891).

Сполуки змінного складу, які утворюються внаслідок взає-

модії молекул розчинника з частинками розчиненої речовини,

називають сольватами. Якщо розчинник — вода, то сольвати на-

зивають гідратами. Існування гідратів змінного складу в розчи-

нах сірчаної кислоти встановив Д. І. Менделєєв (H2SO4⋅ H2O,

H2SO4⋅ 2H2O, H2SO4⋅ 6H2O тощо). Із розчину спирту він виділив

гідрат складу С2Н5ОН⋅ 3H2O.

Аналогічні сполуки (сольвати) можуть утворюватися в невод-

них розчинах, наприклад, С2Н5ОН⋅ HF у рідкому HF; SO2⋅ BCl3

у рідкому SO2 тощо.

Розчинність — це взаємодія між частинками різної природи.

Продуктами такої взаємодії можуть бути іони, молекули, або ті

і другі одночасно. Не можна зрозуміти складних явищ у розчині

і надати йому вірну характеристику, не враховуючи впливу всіх

факторів на механізм утворення розчину.

При розчиненні іонних сполук процес сольватації починаєть-

ся з орієнтації диполей води відносно іонів у кристалічній решітці.

Наприклад, при розчиненні хлориду калію між молекулами води

діють водневий зв’язок та сили ван-дер-ваальса (орієнтаційні сили).

Між іонами калію та хлору, які розташовані на поверхні кристалу

хлориду калію, та молекулами води виникає іон-дипольна взає-

модія. Молекули води поводяться таким чином, що до іона К+

повертаються негативним, а до іона Cl– — позитивним полюсом

диполя. Виникає іон-дипольна взаємодія, внаслідок чого іони ка-

лію та хлору відриваються від кристала, гідратуються та дифунду-

ють до розчинника. Тож кристал хлориду калію розпадається на

гідратовані іони, які утворюють з водою гомогенну систему — іон-

ний розчин (рис. 33).

Рис. 33. Схема електролітичної дисоціації хлориду калію у водному розчині

При цьому молекули води утримуються біля утворених іонів

як за рахунок електростатичних сил, так і за рахунок донорно-

акцепторної взаємодії. В останньому випадку позитивно заряджені

іони (катіони) розчиненої речовини є акцепторами, а молекули

води (розчинника) — донорами електронних пар. В результаті у

водних розчинах відбувається утворення гідратованих аквакомп-

лексів. У катіонних аквакомплексах іони зв’язані з молекулами води

за рахунок донорно-акцепторної взаємодії, а в аніонних акваком-

плексах — за рахунок водневого зв’язку:

Аквакомплекси в свою чергу оточені молекулами води за ра-

хунок водневих зв’язків.

При розчиненні речовин з ковалентним полярним типом зв’яз-

ку гідрати (сольвати) утворюються внаслідок диполь-дипольної

взаємодії.

У результаті диполь-дипольної взаємодії молекули води поляризу-

ють молекули HСl, викликаючи роз’єднання полюсів молекули.

Відбувається дисоціація полярної молекули на іони (рис. 34).

Рис. 34. Схема електролітичної дисоціації HCl під дією розчинника

Як і у випадку розчинення іонного кристала, іони H+ та Cl– гідра-

туються та переходять у розчин.

Одним із наслідків гідратації (сольватації) є здатність речо-

вин при виділенні з розчину зв’язувати деяку кількість води:

BaCl2⋅ 2H2O, CuSO4⋅ 5H2O, Na2CO3 ⋅ 10H2O, Na2SO4⋅ 10H2O. Речо-

вини, кристали яких містять молекули води, називають кристало-

гідратами, а воду — кристалізаційною. Кристалогідрати у багатьох

випадках нестійкі сполуки, при нагріванні вони втрачають воду.

Кристалізаційна вода, наприклад, з Na2CO3⋅ 10H2O видаляється

вже при кімнатній температурі, Na2SO4⋅ 10H2O втрачає воду при

32 °С, для зневоднення CuSO4⋅ 5H2O потрібне досить сильне на-

грівання.

Енергетичні ефекти при розчиненні. При розчиненні руйнують-

ся зв’язки між молекулами, атомами та іонами в речовині, яка

розчиняється, і у розчиннику, що пов’язано з витратою енергії

(Е). Процес сольватації — процес взаємодії молекул розчинника з

частинками розчиненої речовини супроводжується виділенням

енергії (∆Нсольв). Сумарний енергетичний ефект процесу розчинен-

ня являє собою алгебраїчну суму теплоти, яка поглинається та

виділяється:

∆Нрозч = –Е + ∆Нсольв

Якщо енергія розриву зв’язків у речовині, що розчиняється, Е

більша за енергію, яка виділяється внаслідок сольватації ∆Нсольв,

то спостерігається охолодження розчину (∆Нрозч > 0). Якщо

∆Нсольв> Е, то розчин нагрівається (∆Нрозч < 0). Кількість теплоти,

яка виділяється або поглинається при розчиненні одного моля речови-

ни за даних умов, називають теплотою розчинення.

Сольвати не можна розглядати як хімічні сполуки, оскільки їх

склад змінюється залежно від концентрації розчину та температу-

ри. Так, число молекул розчинника, які зв’язані з частинками роз-

чиненої речовини, з підвищенням температури зменшується, а із

зменшенням концентрації — зростає. До процесу розчинення не

можна застосовувати стехіометричні закони. Однорідність розчинів

споріднює їх з хімічними сполуками, а змінний склад — набли-

жає їх до механічних сумішей.

 

МЕТОДИЧНА РОЗРОБКА ДЛЯ ОРГАНІЗАЦІЇ

ПОЗААУДИТОРНОЇ САМОСТІЙНОЇ РОБОТИ СТУДЕНТІВ

 

 

Предмет: Біонеорганічна хімія

Купс: 1

Спеціальність: Сестринська справа

Тема: рівновага в розчинах електролітів. Сильні, слабкі електроліти. Гідроліз солей.

Кількість навчальних годин: 3

 

1. Актуальність теми

Електроліти відіграють важливу роль у життєдіяльності організму, тому, що всі фізіологічні рідини є розчинами електролітів. З наявністю цих сполук пов’язане певне значення осмотичного тиску на Ph середовище біологічних рідин. Електроліти утримують воду у вигляді гідратів, протидіючи зневодненню організму.

 

Навчальна мета

Знати: 1 Що називається електролітами.

2 Значення розчинів електролітів для організму.

Вміти: 1 Записувати рівняння реакцій електролітичної дисоціації.

2 Вираховувати ступінь дисоціації.

3 Визначати належність електролітів до слабких, сильних по ступеню дисоціації.

 

3. Матеріали до аудиторної самостійної роботи

3.1 Базові знання, вміння, навички, необхідні для вивчення теми:

 

Дисципліни	Знати	Вміти
Біоорганічна хімія	Основні класи неорганічних сполук.	Записати формули електролітів, кислот, розчинних солей.
Медична біологія	Біологічні рідини	Назвати біологічні рідини.

 

3.2 Зміст теми:

Шведський хімік С.Арреніус у 1887 році обґрунтував теорію електролітичної дисоціації. Електричною дисоціацією називають процесс розщеплення сполуки на йони внаслідок її взаємодії з розчинником.

За теорією С.Арреніуса, кислоти – це електроліти, які дисоціюють з утворенням катіонів Н⁺ та аніонів кислотного залишку: HAn←→ H⁺+An¯.

Основи – це електроліти, які в наслідок дисоціації утворюють гідроксид йону ОН¯ та катіони металу або амонію: K+OH←→Kt⁺+OH¯.

Сильні електроліти – а > 0,3 (30%)

Середні електроліти – 0,3 >а > 0,03; а < 3%

Слабкі електроліти а < 0,03 (3%)

Водневий показник Ph – показник йонів гідрогену в розчині: Ph = -[g[H³O⁺] = -Lg[H⁺]

PK=Ph+pOH=14

Ph середовище розчинів сильних і слабких кислот та основ змінюються в інтервалі від 0 до 14.

Значення Ph є важливою характеристикою всіх фізіологічних рідин. Наприклад: шлунковий сік – 1,65; кров – 7,36; сеча – 5,8; слина – 6,75.

Гідролізом називають обмінну реакцію йонів солі з водою, що призводить до утворення слабких електролітів.

Солі за їх походження поділяють на чотири типи:

1) Солі, утворені сильною основою і сильною кислотою;

2) Солі, утворені слабкою кислотою і сильною основою;

3) Солі, утворені сильною кислотою і слабкою основою;

4) Солі утворені слабкою кислотою і слабкою основою.

5)

3.3 Рекомендована література

Основна: В. П. Музиченко «Медична хімія»

Допоміжна: Н. П. Гирина «Неорганічна хімія» (практикум)

 

3.4 Орієнтовна карта для самостійної роботи з літературою з теми:

«Сильні та слабкі електроліти. Гідроліз солей»

 

Основні завдання	Вказівки	Відповіді
1 Електрична дисоціація	Ознайомитися з правилом.	Записати вираз електролітичного процесу в поняттях
2 Електроліти та неелектроліти	Розглянути класи кислот, основ.	Скласти таблицю сильних та слабких кислот та основ
3 Електроліти сильні кислоти, сильні основи.	Ознайомитися з прикладами сильних кислот та основ.	Записати реакції електролітичної дисоціації сильних кислот та сильних основ.
4 Слабкі електроліти – слабкі кислоти, слабкі основи.	Приклади кислот та основ.	Скласти рівняння реакцій слабких кислот.
5 Типи солей, їх характеристика.	Розглянути реакції утворення солей в результаті взаємодії кислот і основ.	Скласти рівняння реакцій гідролізу кожного типу солей. Назвати Ph середовища і зміну кольору індикатору.

 

3.5 Матеріали для самоконтролю: питання, тести, задачі.

1. Які речовини належать до електролітів, а які – до неелектролітів: CaC₂, HCOOH, KOH, C₁₂H₂₂O₁₁, AyNO₃, C₂H₅OH? Записати реакції електролітичної дисоціації електролітів.

Написати формулу йонів що входять? до складу внутрішньоклітинних і позаклітинних рідин.

 

1. Які величини використовуються для оцінювання кислотності середовища? Що таке Ph і POh?

 

2. Яка з фізіологічних рідин має найбільшу, а яка найменшу кислотність?

У яких межах можливе коливання Ph крові? Назвіть значення Ph артеріальної та венозної крові.

 

3. Які з солей зазнають гідролізу: C₂SO₄, NA₂SO₄, Ca (NO₃)₂, KCN, FeCl₃, Na₃PO₄, Cr₂S₃, Zm(NO₃)₂ Складіть рівняння гідролізу, вкажіть Ph середовища.

 

Рівновага в розчинвх електролітів

Розчини електролітів та їх значення

Усі хімічні сполуки за їх здатність проводити електричний струм поділяють на електроліти та неелектроліти.

Електроліти - це речовини, які проводять електричний струм як у розплавленому стні, так і в розчинах. До них належать деякаі основи та солі, які у твердому стаі складаються з йонів, наприклад, КОН, NаОН, КСL, СаС1₂, LiF та ін.; речовини, що утворюють йони при розчиненні їх у воді (амоніак, фтороводень, органічні кислоти тощо). При розчиненні у воді електроліги дисоціюють на катіони й аніони, що взаємодіють як з водою, так і між собою. Неелектроліти не проводять струм, оскільки складаються з молекул, що не розпадаються на йони, наприклад гліцерин, етанол, глюкоза, сахароза тощо.

Електроліти відіграють важливу роль у життєдіяльності організму, тому що всі фізіологічні рідини (шлунковий сік, плазма крові, міжклітинна, внутрішньоклітинна, спинномозкова рідини, секрети залоз) є розчинами електролітів. 3 наявністю цих сполук пов'язане певне значения осмотичного тиску та рН середовища біологічних рідин. Електроліти здатні утримувати воду у вигляд1 гідратів, протидіючи зневодненню організму. Концентрація електролітв у фізіологічних розчинах впливає на розчиннсть білків, амінокислот і низькомолекулярних сполук.

У плазмі крові вміст катіонів, в основному мікроелементів - Nа⁺, К⁺, Са²⁺, Мg²⁺, становить 154 ммоль/дм³. На неорганічні аніони - СLˉ, НСО₃ˉ, Н₂Р0₄ˉ, НР0₄²ˉта SО²₄^- - припадає близько 133 ммоль/дм³, а решту 21 ммоль/дм³ ста-новлять аніони оргаічних кислот та макроіони білків (див. табл. 6.3).

Значну роль у функцінуванні організму відіграють також поліелектроліти (див. ч. II, розд. 8).

Отже, для розуміння багатьох біологічних явищ потрібно знати закономір-ності, яким підпорядковуються розчини електролітів, вміти кількісно схарак-теризувати рівноважні процеси, що відбуваються в умовах фізіологічного се-редовища організму, а саме: електролітичну дисоціацію, реакції протолізу та гідролізу, утворення і розчинення осадів, утворення та руйнування комплек-сних сполук, окиснення та відновлення речовин.

Для будь-якої оборотної ХіМіЧН0ї реакції можна записати математичний вираз константи рівноваги в загальному вигляді:

 

аА + bВ←→сС + dВ; К = .

 

Проте кожний тип рівноважного процесу, який розглядатимемо в цьому роздіЛі, характеризується своею константою рівноваги. Ці константи позначимо так: К_д, К_а, К_ь - константи, що характеризують реакції дисоціації і протолізу електролітів, К. - константа процесу гідролізу, К, - константа розчинності важкорозчинних електролітів, або добуток розчинності (ДР), К_и. - йонний добуток води.

 

 

Електролітична дисоціація електролітів

При вивченні розчинів увагу вчених привернув той факт, що експеримен­тально знайдені значення осмотичного тиску, відносного зниження тиску на­сиченої пари, підвищення температури кипіння та зниження температури за­мерзання відрізнялися від цих величин, обчислених теоретично. Так, експери­ментальні значення величин л, Др, ДТ_кип, ДТ_зам таких речовин, як глюкоза, цу­кроза, гліцерин, узгоджувалися з теоретичними значеннями, визначеними за рівняннями Вант-Гоффа і Рауля (див. п. 2.6, 2.7). Для розчинів неорганічних речовин (кислот, основ і солей) спостерігалися значні відхилення; теоретичні значення виявились меншими від експериментальних. Це дало підставу для припущення, що молекули неорганічних речовин розпадаються пщ дією роз­чинника на менші частинки. Таке передбачення вперше висловив шведський фізико-хімік С. Арреніус, який у 1887 р. обґрунтував теорію електролітич­ної дисоціації.

Електролітичною дисоціацією називають процес розщеплення сполуки на йони внаслідок її взаємодії з розчинником.

У процесі дисоціації утворюються не вільні йони, а їх аквакомплекси, тобто гідратовані йони типу [Ме(В₂0)_х)ⁿ⁺де п - заряд катіона металу, х - відповідне координаційне число. Проте у рівняннях електролітичної дисоціації для спро­щення записують символи простих, а не гідратованих йонів.

За теорією електролітичної дисоціації С. Арреніуса,

кислоти - це електроліти, які дисоціюють з утворенням катіонів Гідро­гену Н⁺ та аніонів кислотного залишку: НАn←→Н⁺ +Апˉ;

основи - це електроліти, які внаслідок дисоціації утворюють гідроксид-іони ОНˉ та катіони металу або алюнію: KtOН←→ Кt⁺+ ОНˉ;

Йони Гідрогену H⁺ у водному середовищі не існують, оскільки вони миттєво приєднуються до молекул води (гідратуються) з утворенням йонів гідроксонію Н₃O⁺ зарівнянням Н⁺+ Н₂0←→НзО⁺.

Однак для спрощення користуватимемось поняттям «Гідроген-іон», хоча насправді у водних розчинах таких йонів практично немає.

Середні солі дисоціюють на катіони (Kt^п⁺) і аніони (Ап ͫˉ) за рівнянням

Кt Ап = тКtⁿ⁺ +пАп^тˉ

Кількісною характеристикою процесу електролітичної дисоціації є ступінь дисоціації а та константа дисоціації К.

 

Ступенем дисоціації електроліту називають відношення числа молекул, що продисоціювали, до загального числа молекул електроліту:

α= , або α=,

де п - число дисоційованих молекул; N - загальне число молекул електроліту; С_днс і С₀ - відповідно концентрація молекул, що розпались на йони, і початкова концентрація електроліту, моль/дм³.

Ступінь дисоціації змінюється від нуля до одиниці й залежить від природи електроліту та розчинника, концентрації речовини в розчині й температури. Тому порівнювати електроліти за значенням ступеня дисоціації можна тільки за однакової концентрації й температури. У розчинах з концентрацією 0,01-0,1 моль-екв/дм³ за температури 25 °С залежно від ступеня дисоціації розрізня­ють:

-сильні електроліти - а>0,3 (ЗО %);

-електроліти середньої сили - 0,3>а>0,03;

-слабкі електроліти - а < 0,03 (3 %).

Електроліти середньої сили здебільшого належать до слабких, наприклад, НN0₂, Н₂S0₃, Н₃Р0₄, Мg(ОН)₂ та ін. Маючи значення ступеня дисоціації, можна обчислити концентрацію йонів у розчині:

 

С=С_ел

 

Де С і С_ел - відповідно концентрація йонів і електроліту, моль/дм³; п - число йонів, утворених за сумарним рівнянням електролітичної дисоціації.

Сильні електроліти. До них належать сильні кислоти - НС10₄, НN0₃, НС1, НВг, НІ, НСLO₃, НВг0₃, Н₂S0₄ (за першим ступенем дисоціації), основи лужних і лужноземельних металів і переважна більшість розчинних у воді со­лей.

Розчини сильних електролітів за фізико-хімічними властивостями відріз­няються від розчинів слабких електролітів. Створюючи теорію електролітичної дисоціації, С. Арреніус вважав, що відмінність між ними полягає лише у різно­му значенні ступеня дисоціації. Проте подальші експерименти доводили, що в розчинах сильних електролітів усі молекули розпадаються на йони. Водночас результати вимірювання електропровідності не відповідали уявленням про їх повну дисоціацію, оскільки насправді отримували дещо менші значення ступе­ня дисоціації. Тому для пояснення цієї невідповідності для розчинів сильних електролітів ввели поняття про уявний ступінь дисоціації та ізотонічний коефі­цієнт і (див. п. 2.6).

Ізотонічний коефіцієнт завжди більший за одиницю. Він показує, у скіль­ки разів - число частинок (недисоційованих молекул та утворених йонів) у роз­чині електроліту більше, ніж у розчині неелектроліту, за умови їх однакової молярної концентрації (див. 2.6).

Пояснення суперечливих даних стосовно поведінки сильних електролітів дає теорія П. Дебая і Г. Гюккеля (1923 р.), згідно з якою особливості сильних електролітів зумовлені міжіонною взаємодією завдяки електростатичним си­лам. У результаті кожний йон у розчині утворює навколо себе оболонку з йонів протилежного заряду, так звану ііонну атмосферу.

 

 

Зниження рухливості йонів пояснюють тим, що «йонна атмосфера» під дією електричного поля рухається у зворотному напрямку, отже, йон під впливом руху протилежно заряджених частинок відтягується назад. Ця електростатич­на взаємодія впливає на термодинамічні й кінетичні властивості електроліту, її ефект залежить від радіуса цієї йонної оболонки та йонної сили розчину, яку по­значають І і визначають за формулою

І = (С₁Z₁²+C₂Z²₂+…+C_nZ_n²)

 

де С_р С₂, С_л - концентрації відповідних йонів; Z - їхні заряди.

Йонна сила - це півсужа добутку концентраті йонів на квадрат. їх заряду. Вона є важливою характеристикою розчинів електролітів, насамперед тих, що використовуються як кровозамінники; їх йонна сила має дорівнювати 0,15 моль/дм³, тобто відповідати йонній силі плазми крові.

Для характеристики розчинів сильних електролітів замість молярної кон­центрації йонів користуються їхньою активністю. Це поняття було введене в хімію Г. Льюїсом у 1907 р.

Активність йонів - це їх ефективна, або умовна, концентрація, що вияв­ляється у конкретних фізико-хімічних умовах. Вона дещо відрізняється від аналітичної концентрації йонів, обчисленої за рівнянням (3.2). Якщо в рівнян­ня закону дії мас замість концентрації підставити активність, то воно справ­джується за будь-яких концентрацій електроліту. Активність йонів пропор­ційна їх концентрації в розчині:

 

 

де а_ііон - активність йона; f - коефіцієнт актрівності.

Коефіцієнт активності враховує сили міжіонної взаємодії в розчині; зде­більшого він менший за одиницю і тільки в дуже розбавлених розчинах f = 1, отже, в такому разі а = С.

Для бінарних електролітів за температури 298 К коефіцієнт активності об­числюють за рівнянням Дебая-Гюккеля:

lg f = -0,5 Z²

 

Слабкі електроліти. У розчинах слабких електролітів дію силового поля ча­стинок не враховують. Оскільки дисоціація слабких електролітів є оборотним процесом, то вона підпорядковується закону дії мас і характеризується кон­стантою рівноваги.

розглянемо дисоціацію одноосновних кислот типу НСN, НОСІ, НF, які у за­гальному вигляді запишемо НАn: НАn. ←→Н⁺ + Аnˉ.

Математичний вираз константи рівноваги пронесу дисоціації має такий вигляд: K_д = .

Якщо початкова концентрація електроліту дорівнює С (моль/дм³), а ступінь його дисоціації а, то концентрація недисоційоваиих молекул становитиме С - Са, або С (1- а), а концентрація йонів, що утворились під час дисоціації, -аС. Підставивши наведені величини у рівняння константи дисоціації, маємо:

 

K_д = = .

 

Це рівняння називають математичним виразом закону розбавлення Оствальда для бінарних електролітів. Для слабких електролітів, у розчинах яких а < 1%, його спрощують, записуючи так:

 

K_д= α²C,

Звідки

α=

З рівняння випливає, що ступінь електролітичної дисоціації зростає при розбавлянні розчину, оскільки це сприяє дисоціації електролітів.

Константу рівноваги процесу дисоціації електроліту називають констан­тою дисоціації. Вона є кількісною мірою сили електроліту і характеризує його здатність до йонізації. Що більше значення константи дисоціації Я_д, то

Використовуючи значення констант дисоціації, можна класифікувати кис­лоти й основи за їх силою (табл. 3.1).

Константа електролітичної дисоціації є сталою величиною для певного елек­троліту, вона залежить від температури і, на відміну від ступеня дисоціації, не залежить від концентрації електроліту. Значення констант дисоціації для де­яких слабких електролітів наведено у табл. 3.4.

Багатоосновні кислоти, багатокислотні основи, кислі й основні солі дисоці­юють ступінчасто, і кожний ступінь дисоціації характеризується певним зна­ченням константи дисоціації, які позначають відповідно К, К₂, К₃. Сумарна константа дисоціації К дорівнює добутку ступінчастих констант дисоціації:

 

 

Здебільшого перші константи дисоціації у 10⁵ разів більші за другі, а другі відповідно більші за треті, тобто К₁ > К₂ > К_3.

Зазначимо, що в розчинах електролітів хімічні реакції переважно зводяться до взаємодії між певними йонами. Тому рівняння реакцій слід записувати в йонно-молекулярній формі, наприклад:

СаО_т)+2Н⁺ =Са²⁺+Н₂0; Н₃O⁺ + OHˉ =2Н₂0;

H₂S _(г)+Сu^2⁺ =СuS↓+2Н⁺; Ва²⁺+S0²₄ˉ =ВаS0₄ ↓.

Формули малорозчинних електролітів, твердих речовин, газів та слабких електролітів завжди записують у молекулярній формі.