Закон разбавления Оствальда для слабых электролитов

В растворе слабого электролита устанавливается равновесие между ионами и непродиссоциировавшими молекулами, которое подчиняется закону действующих масс и количественно характеризуется константой равновесия:

НСlO ⇄ H⁺ + ClO^–

К _дис. = ,

где С _Н , С _ClO , C _HClO – равновесные концентрации ионов и молекул.

Концентрации С _Н , С _ClO , C _HClO могут быть выражены через начальную концентрацию электролита С_o(НСlO) и степень диссоциации

a = ;

С _дис. = С _{0 НСlO} × a,

где С_дис. – концентрация продиссоциировавших молекул.

Равновесная концентрация кислоты:

С _НСlO = C _{0 HClO} – a × C _{0 HClO}.

Равновесная концентрация образующихся ионов:

С _дис. = С _Н = С _НClO.

Тогда

К _дис. =

К _дис. = (математическое выражение закона разбавления Оствальда)

Для слабых электролитов, имеющих незначительные величины степени диссоциации, величиной a в знаменателе можно пренебречь и считать, что 1–a = 1.

Тогда: К _дис. = С _АВ × a²

,

что степень диссоциации слабого электролита увеличивается при разбавлении, то есть уменьшении начальной концентрации.

 

Ионно-молекулярные уравнения реакций показывают сущность реакций, протекающих в растворах электролитов. При этом малорастворимые вещества, слабые электролиты и неэлектролиты записываются в виде молекул, поскольку концентрация ионов, образующихся за счет их диссоциации, в растворе очень мала, основная форма существования соединений - молекулы. В ионном виде записываются только сильные электролиты: растворимые соли, ряд кислот, щелочи.

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2H₂O

сильный сильный малораст. слабый

растворим растворим

Ba⁺² + 2OH^– + 2H⁺ + SO = BaSO₄ + 2H₂O

в сокращенном виде:

Ba²⁺+ SO = BaSO₄

Cu(OH)₂ + 2HCl = СuCl₂ + 2H₂O

слабый сильный растворим слабый

малораств.

Cu(OH)₂ + 2H⁺ + 2Cl^– = Cu⁺² + 2Cl^– + 2H₂O

в сокращенном виде:

Cu(OH)₂ + 2H⁺ = Cu²⁺ + 2H₂O

ZnS + 2HCl = ZnCl₂ + H₂S

нерастворим растворим растворим слабый

ZnS + 2H⁺ +2Cl^- = Zn²⁺ +2Cl^- +H₂S

уравнение в сокращенном виде:

ZnS + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂S

 

В растворах сильных электролитов концентрация ионов велика, между ними заметно проявляются силы межионного взаимодействия, поэтому ионы оказываются несвободными в своем движении и свойства электролита, зависящие от числа ионов, проявляются слабее, чем следовало ожидать при полной диссоциации электролита на невзаимодействующие между собой ионы. Для объяснения многообразия факторов, влияющих на свойства сильных электролитов, пользуются понятием активности иона. Активность иона – это (доля ионов) концентрация вещества, которая проявляет себя в действии.

Активность иона (моль/л) определяется выражением

С,

где – коэффициент активности, С – начальная концентрация электролита; – отражает взаимодействие силовых полей ионов, имеющих место в данной системе.

В сильноразбавленных растворах = 1, поэтому в расчетах, связанных с незначительными концентрациями, активность можно считать равной концентрации.

Коэффициент активности зависит:

1. от концентрации раствора;

2. от природы и заряда иона;

 

Ионное произведение воды

Процесс электролитической диссоциации воды в соответствии со схемой

Н₂О ⇄ Н⁺ + ОН^–

количественно характеризуется константой равновесия

К _дис. = = 1,8 × 10^–16 (при 22⁰С).

Процесс протекает очень неглубоко, можно считать, что равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды равна общей (начальной) концентрации молекул воды; то есть С _{Н О} = = 55,5 моль/л.

Тогда К _дис. × С _{Н О} = C _H × C _OH = К _w;

К_w – постоянная величина (при определенной температуре), которую называют ионным произведением воды.

В чистой воде ионы Н⁺ и ОН^– появляются только за счет электролитической диссоциации воды, их концентрации одинаковы: С _Н = С _ОН = = 10^–7 моль/л.

Раствор, в котором С _Н = С _{ОН ,} принято называть нейтральным.

При добавлении в воду кислоты или основания равновесие диссоциации воды в соответствии с принципом Ле Шателье смещается влево, нарушается соотношение С _Н = С _ОН , но K_w остается неизменной.

Водородный показатель рН

Для водных растворов важное значение имеет оценка кислотности раствора. Для этого используют водородный показатель – отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода в растворе

или гидроксильный показатель

.

Для воды и разбавленных водных растворов справедливо соотношение

.

С _Н = С _ОН = 10^–7 моль/л – нейтральная среда;

С _Н > С _ОН , С _Н > 10^–7 моль/л – кислая среда;

С _Н < С _ОН , С _Н < 10^–7 моль/л – щелочная среда.

Для чистой воды pH = 7. Растворы, для которых pH близок к 7, называют нейтральными. Если pH < 7, то раствор будет кислым, а если pH > 7 – щелочным.

Примеры решения задач

Пример 1. Вычислите концентрацию ионов H⁺, OH^– и pH в растворе: а) 0,1 М HNO₂; б) 0,1 н. H₂SO₄; в) NaOH плотностью 1 г/мл с массовой долей NaOH, равной 0,04 %.

а) Дано: C 0 = 0,1 моль/л	Решение. Записываем уравнение диссоциации кислоты HNO2«H++NO2-
–?

Поскольку кислота слабая степень диссоциации находим по формуле

.

При диссоциации кислоты образуются ионы H⁺. Их концентрацию определяем по формуле

моль/л.

Концентрацию ионов OH^– рассчитываем из выражения для ионного произведения воды:

моль/л.

Находим pH:

.

б) Дано: моль/л	Решение. H2SO4 – сильная кислота: . Для сильных электролитов . Концентрация ионов H+ будет равна
–?

(в реакции образуется 2 иона H⁺).

Определяем C ₀ (молярную концентрацию H₂SO₄):

моль/л.

Тогда

моль/л;

моль/л;

.

в) Дано: w(NaOH) = 0,04% или 0,0004 rр-ра = 1 г/мл	Решение. NaOH – сильный электролит: образует ионы OH–. Тогда
–?

Находим C ₀ (молярную концентрацию NaOH):

пусть V _р-ра = 1 л = 1000 мл;

г;

г;

моль/л.

Тогда

моль/л;

моль/л;

.

Пример 2. Определите степень диссоциации угольной кислоты в 0,01 М растворе, учитывая только первую ступень диссоциации, если pH этого раствора равен 4,17.

Дано: C (H2CO3) = 0,01 моль/л pH = 4,17	Решение. Уравнение диссоциации кислоты по первой ступени имеет вид: H2CO3«H++HCO3- (I ступень) Вычисляем концентрацию ионов H+:
a –?

моль/л.

Степень диссоциации находим так

моль/л.