Сильные и слабые электролиты. Изучение коллигативных свойств растворов электролитов показало, что в растворах присутствуют наряду с ионами и молекулы (диссоциация про исходит не

 

Изучение коллигативных свойств растворов электролитов показало, что в растворах присутствуют наряду с ионами и молекулы (диссоциация про исходит не полностью), т.е.

КА ↔ К⁺ +А^-

Долю диссоциированных молекул характеризует степенью диссоциации (α). Степень диссоциации - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул N:α = ⁿ/N

Например: α = 20 %. Это значит, что из 100 молекул электролита 20 молекул распалось на ионы, КА <=> K⁺ +А^- и в растворе присутствует 40 ионов, а также 80 не распавшихся молекул. Всего в растворе будет присутствовать 120 частиц.

Электролиты имеют различную степень диссоциации, которая зависит от концентрации электролита, от температуры. С уменьшением концентрации и повышением температуры степень диссоциации возрастает. Все электролиты по степени диссоциации делятся на сильные и слабые. Условно электролиты, для которых при концентрации растворов 0,01-0,1 н, степень диссоциации больше 50 % относят к сильным, а для которых меньше, чем 50 % - к слабым.

К сильным электролитам относятся:

СОЛИ, растворимые в воде,

ОСНОВАНИЯ элементов 1 и 2 групп главных подгрупп.

КИСЛОТЫ HCI, HBr, HJ, , , ,

К слабым электролитам относятся:

СОЛИ, нерастворимые в воде,

ОСНОВАНИЯ НЕРАСТВОРИМЫЕ в воде, NH₄ОН,

КИСЛОТЫ органические (СН₃СООН), Н₂S, Н₂СО₃, Н₂SiО₃, Н₃ВО₃.

 

Принято, что сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы; слабые ионы лишь частично.

Чтобы исключить влияние концентрации электролита для характеристики диссоциации используют константу диссоциации. Т.к. диссоциация является обратимым процессом, то согласно закона действующих масс;

Например: в водном растворе уксусной кислоты устанавливается равновесие

СН₃СООН Н⁺ + СН₃СОО^-

Константа равновесия в этом случае характеризует электролитическую диссоциацию и называется константой диссоциации /Кд/. Кд зависит от температуры и не зависит от концентрации раствора. По величине Кд можно судить о силе электролита.

Например: для одной и той же температуры Кд(NH₄ОН) = 1,79*10^-5; Кд(СН₃СООН) = 1,75*10^-5; Кд(НСN) = 4,79*10^-10.

Самым слабым электролитом является НСN.

 

 

Ионное произведение воды

Вода является очень слабым электролитом. Электролитическая диссоциация воды выражается следующим уравнением:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-.

Это обратимый процесс. Константа диссоциации запишется:

К_д = [Н⁺]*[ ОН^-]/[ Н₂О],

тогда К_но = [Н⁺] [ОН^-].

К_но называется ионным произведением воды.

Это уравнение показывает, что для воды при постоянной температуре, произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная.

При 22⁰С [Н⁺] [ОН^-] = 10^-14 мол/л. В воде [Н⁺] = [ОН^-] = 10^-7 мол/л.

В зависимости от концентрации ионов водорода различают нейтральную, кислую и щелочную среду (растворы).

Растворы, в которых [Н⁺] = 10^-7 мол/л – нейтральные растворы,

[Н⁺] < 10^-7 мол/л (10^-8, 10^-9 и т.д.) – щелочные,

[Н⁺] > 10^-7 мол/л (10^-6, 10^-5 и т.д.) – кислые.

Например: в 0,01 М растворе НСl при 25⁰С [Н⁺] = 0,01 = 10^-2 мол/л, т.к. НСl – сильный электролит и α = 1, при этом концентрация гидроксид-ионов: [ОН^-] = К_но/[Н⁺] = 10^-14/10^-2 мол/л.

Для характеристики среды пользуются не значением концентрации ионов водорода ([Н⁺]), а величиной водородного показателя (рН).

рН = -lg[Н⁺].

рН = 7 – нейтральная среда,

рН < 7 – кислая среда,

рН > 7 – щелочнач среда.

Например: для 0,01 М раствора НСl рН = -lg10^-2 = 2,

для 0,01 М раствора NаОН рН = -lg10^-12 = 12.