Иркутский государственный университет путей сообщения
Красноярский филиал
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Методические указания к лабораторной работе
Красноярск 2005
УДК 54
ББК 24.1
Электролитическая диссоциация. Реакции обмена в растворах электролитов.: Методические указания к лабораторной работе по общей химии – Красноярск: КФ ИрГУПС, 2005,17с.
Составитель: Людмила Александровна Рубчевская
Предназначены для студентов первого курса всех специальностей
Рецензенты: Мороз Ж.М., к.ф.-м. н., доцент кафедры
естественнонаучных дисциплин КФ ИрГУПС,
Тюменева Г.Т., к.т.н., доцент кафедры химии КрасГАСА
Печатается по решению методического совета филиала Иркутского государственного университета путей сообщения в
г. Красноярске
© Филиал Иркутского государственного университета путей сообщения в г. Красноярске, 2004
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.
РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Цель работы: изучить электропроводность растворов электролитов и ионные реакции в растворах электролитов.
ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ОБОСНОВАНИЕ
Электролитическая диссоциация. Слабые и сильные электролиты
Электролитическая диссоциация – это распад растворенного вещества на ионы под действием растворителя.
Процесс взаимодействия молекул растворенного вещества с молекулами растворителя называется сольватацией (гидратацией, если растворитель вода). В водных растворах содержатся не свободные, а гидратированные ионы, именно гидратация является причиной ионизации молекул. С учетом гидратации электролитическую диссоциацию можно выразить уравнением:
КхАу + mH2O ® хКу+(H2O)а + уАх- (H2O)в
Hа практике пользуются упрощенными уравнениями, в которых гидратная оболочка не указывается. В дальнейшем диссоциация (ионизация) будет показана без учета гидратации.
Электролиты – это вещества, расплавы и растворы которых проводят электрический ток. Это явление было объяснено С. Аррениусом (1887г.), который предположил, что электролиты диссоциируют на положительно заряженные (катионы) и отрицательно заряженные (анионы) ионы. Электролиты называют проводниками второго рода. У них проводимость – ионная в отличие от электронной у металлов. Вещества, не проводящие электрический ток в расплавах и растворах, называют неэлектролитами. Электролитами являются кислоты, основания, соли. Согласно теории
электролитической диссоциации:
кислоты – это соединения, диссоциирующие в водных растворах с образованием положительных ионов одного вида – ионов водорода, например
HCl ® H+ + Cl-;
основания – соединения, образующие в водных растворах отрицательные ионы одного вида - гидроксид – ионы OH-, например
NaOH ® Na+ + OH- ;
Средние соли при электролитической диссоциации образуют катионы металлов или комплексные катионы и одноатомные либо многоатомные анионы
NaCl ® Na + + Cl –,
(NH4)2SO4 ® 2NH4+ + SO42-.
По степени диссоциации a в растворах электролиты подразделяются на сильные и слабые:
a = 
,
где n - число молекул, распавшихся на ионы,
N – общее число молекул.
Степень диссоциации выражается в долях единицы или процентах.
Электролиты, у которых a = 1, относятся к сильным, у слабых электролитов a < 1.
Слабые электролиты – это электролиты, диссоциирующие неполностью. К ним относятся – H2CO3, H2S, H2SO3, HCN, H2SiO3,
H3ВO3, HСlO, H3AsO3, органические кислоты – СН3СOOH, большинство нерастворимых гидроксидов – Сu(OH)2, Cr(OH)3,
Al(OH)3 и др, а также гидроксид аммония NH4OH и вода.
В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между молекулами и продуктами диссоциации – ионами. Этот обратимый процесс характеризуется константой диссоциации КД, которая отражает закон действующих масс. Так для диссоциации слабого электролита КхАу
КхАу ® хКу+ + уАх-
справедливо соотношение
[Ку+]х [ Ах-]у
КД =,
[КхАу]
где в числителе - произведение равновесных концентраций катионов и анионов, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов, в знаменателе - равновесная концентрация непродиссоциированных молекул.
Например, уксусная кислота
СH3COOH ® СH3COO- + H+
[СH3COO-] . [H+]
КД =
[СH3COOH]
Константа диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Чем выше КД, тем легче электролит распадается на ионы, тем он сильнее.
Согласно закону разбавления Оствальда
a2 С
КД =,
1 - a
где С – исходная молярная концентрация электролита, моль/л.
При a <<1, что имеет место для слабых электролитов,
 |
КД
a =
С
Из закона разбавления видно: степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора.
Сильные электролиты – это электролиты, диссоциирующие в растворах полностью. В растворах сильных электролитов (согласно спектральным данным) нет нейтральных молекул. Поэтому для них неприменим закон действующих масс и закон разбавления Оствальда.
К сильным электролитам в водных растворах принадлежат почти все соли, исключая HgCl2, Mg(CN)2, CdCl2, Pb(CH3COO)2, Fe(SCN)3,
такие неорганические кислоты как HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, HNO3, гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов- NaOH, KOH, CsOH, Sr(OH)2, Ba(OH)2. Благдаря полной диссоциации в растворах сильных электролитов наблюдается высокая концентрация ионов, из-за чего большое значение приобретают силы межионного взаимодействия (в растворах слабых электролитов это взаимодействие не учитывается). В результате взаимного притяжения ионов их движение заторможено. Это приводит к изменению свойств растворов в том же напрвлении, что и при уменьшении степени диссоциации, т.е. при частичном соединении ионов в молекулы. В различных процессах (электропроводность, химические реакции) ионы проявляют себя таким образом, будто их концентрация меньше действительной. Поэтому для сильных электролитов введено понятие кажущейся концентрации, которая названа активностью (а). Она связана с истинной концентрацией соотношением:
а = f. C,
где f – коэффициент активности – величина, которая суммарно отражает все возможные взаимодействия ионов в растворе. Иногда f рассматривают как «кажущуюся«степень диссоциации. Из-за сложности и многообразия взаимодействий в растворах сильных электролитов пока не создана теория сильных электролитов, объясняющая коэффициент активности при любых концентрациях. Сейчас имеется теория Дебая и Хюккеля, которая позволяет рассчитать f ионов при небольших концентрациях электролитов (до 0,1моль/л).
lgf = А n2 m
где n - заряд иона; А – теоретический коэффициент при 250С равный 0,51; m - ионная сила раствора.
Ионная сила - это полусумма произведений молярных концентраций всех присутствующих ионов на квадрат их зарядов:
m = 1/2(С1Z12 + C2Z 22 + C3Z32 …. СnZn2) = 1/2 SCiZi2,
где С1, С2, С3 ….Сi - концентрация ионов,
Z1, Z2, Z3 …. Zi – заряды ионов.
Правило ионной силы: при постоянной ионной силе раствора коэффициенты активности любых электролитов постоянны. В сильно разбавленных растворах f = 1, а = С
