Электролитами называются вещества, которые в растворе или расплаве распадаются (диссоциируют) на ионы. В растворе распад электролита на ионы осуществляется в результате химического взаимодействия растворяемого электролита с молекулами растворителя – в результате процесса электролитической диссоциации.
По способности к диссоциации в растворе электролиты делятся на сильные и слабые.Сильные электролиты диссоциируют на ионы полностью, слабые-частично.
Пусть KnAm - сильный электролит. Уравнение его диссоциации записывается как уравнение необратимого процесса: KnAm = nKm+ + mAn-. Например, Al 2 (SO 4) 3 = 2Al3+ + 3SO 4 2-. В растворе сильного электролита концентрация его ионов определяется исключительно концентрацией раствора.
Если электролит KnAm – слабый, в его растворе устанавливается химическое равновесие между электролитом, остающимся в недиссоциированном виде, и ионами в растворе согласно уравнению: КnAmÛnKm+ +mAn-. Такое равновесие называется ионным; оно может быть гомогенным и гетерогенным.Например, H2SO3Û2H+ + SO32-. Это гомогенное ионное равновесие, т.к. и недиссоциированный электролит, и его ионы находятся в одной фазе – в растворе.
Как и любое химическое равновесие, ионное равновесие количественнно характеризуется величиной константы равновесия, называемой константой диссоциации KKnAm, которая для слабого электролита KnAm записывается: KKnAm = ([Km+]n[An- ]m)/[KnAm] (1.1)
где [Km+] и [An-] – соответственно, равновесные концентрации катионов и анионов слабого электролита, а [KnAm] – равновесная концентрация электролита, остающегося в недиссоциированном состоянии. Например, для слабой кислоты H2SO3 (уравнение её диссоциации см. выше) константой диссоциации является выражение: КH2SO3=([H+]2[SO32-])/[H2SO3].
В растворе труднорастворимого электролита устанавливается гетерогенное ионное равновесие, при котором недиссоциированный электролит находится в осадке, а его ионы – продукты растворения – в растворе. Константа диссоциации в этом случае называется произведением растворимости (ПР) и ввиду постоянства концентрации недиссоциированного электролита в осадке ([KnAm] = const) принимает вид: KKnAm = ПР = [Km+]n[An- ]m (1.2)
Раствор слабого труднорастворимого электролита, удовлетворяющий соотношению (1.2), называется насыщенным.
Пример 1.1. Определение равновесных концентраций ионов в насыщенном растворе Fe(OH) 2.
Труднорастворимый электролит Fe(OH) 2 обратимо диссоциирует согласно уравнению: Fe(OH) 2 ÛFe2+ + 2OH-. Выражение произведения растворимости этого электролита записывается (см. 1.2) и равно (см. таблицу приложения): ПР = [Fe2+][ OH-]2 = 2×10-15
Обозначим [Fe2+] = х. Тогда в соответствии с уравнением диссоциации [ OH-] = 2х, а выражение произведения растворимости примет вид: ПР = х(2х)2 = 4х3. Откуда находим: х = [Fe2+] = (ПР/4)1/3 = (2×10-15/4)1/3 = 0,8×10-5, а [ OH-] = 2х = 1,6×10-5.
Величина константы диссоциации в любом её виде количественно характеризует способность слабого электролита к разложению в растворе на ионы. Из выражения константы диссоциации вытекает, что чем больше её величина, тем выше способность слабого электролита к диссоциации.
Универсальной количественной характеристикой способности электролита к диссоциации является степень его диссоциации a, которая определяется как отношение числа молей диссоциированного электролита к общему числу молей электролита в растворе. Исходя из определения сильных и слабых электролитов, для сильных электролитов a = 1(100%), для слабых - a<1(<100%). Типичные слабые электролиты, как правило, имеют значение a<0,01(<1%). Поэтому в практических рассчётах концентрацию недиссоциированного слабого электролита можно считать равной общей концентрации раствора.
Пример 1.2. Расчёт концентраций ионов в 0,1М растворе уксусной кислоты СН3СООН.
Записываем уравнение диссоциации уксусной кислоты, выражение константы диссоциации и её табличное значение: СН3СООНÛСН3СОО- + Н+; Ксн3соон=[СН3СОО-] × [Н+]/[СН3СООН]=1,75×10-5
Уксусная кислота – типичный слабый электролит.. Поэтому концентрацию недиссоциированной кислоты принимаем равной общей концентрации раствора, т.е. [СН3СООН] @ 0,1моль/л. Из уравнения диссоциации уксусной кислоты видно, что концентрации ионов СН3СОО- и Н+ равны. Поэтому выражение её константы диссоциации может быть записано в виде: Ксн3соон = [Н+]2/[СН3СООН]. Из этого уравнения находим: [Н+]=[CH 3 COO-] = (Ксн3соон× [СН3СООН])1/2 = (1,75×10-5×0,1))1/2= (1,75×10-6)1/2=1,3×10-3.
В водных растворах сам растворитель – вода – является слабым электролитом. Вода диссоциирует согласно уравнению: Н2ОÛН+ + ОН-. При этом в обычных температурных условиях (при Т=220С) в любом водном растворе концентрации ионов Н+ и ОН- взаимосвязаны, а именно:
[H+][OH-]=К Н2О=10-14 (1.3)
где К Н2О=10-14 называется ионным произведением воды.
На практике для характеристики водных растворов электролитов пользуются не абсолютными значениями концентраций ионов Н+ и ОН- , а величиной водородного показателя (рН):
рН= - lg[H+] (1.4)
Пример 1.3. рН 0,1М раствора СН 3 СООН.
В 0,1М растворе уксусной кислоты СН 3 СООН концентрация ионов Н + равна: [H + ]=1,3×10-3 (см. пример 1.2). Отсюда по уравнению (1.4) находим: рН= - lg[H + ]= - lg 1,3×10-3=2,9.
По величине рН водные растворы электролитов подразделяются на нейтральные (рН = 7), кислые (рН < 7) и щелочные (рН > 7).
