Степень электролитической диссоциации. Ее определение по изотоническому коэффициенту и электропроводности раствора.

Отношение числа диссоциированных молекул к общему числу растворенных молекул называется степенью диссоциации (α). Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах. В зависимости от степени диссоциации веществ в 0,1 н растворе при 298К электролиты иногда условно подразделяют на сильныеα>0,3; средние 0,3<α > 0.03 и слабые α<0,03. Степень диссоциации зависит от химической природы вещества, температуры, концентрации и увеличивается с понижением концентрации и увеличением температуры раствора. Большинство солей, многие кислоты (HCl,HNO₃, H₂SO₄), гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (NaOH, KOH, Ca(OH)₂) относятся к сильным электролитам. Примерами электролитов средней силы являются H₃PO₄, H₂SO₃, H₂C₂O₄. К слабым электролитам относятся большинство органических кислот и оснований, H₂СO₃, H₂SiO₃, H₂S, HCN, Mg(CN)₂ и др.

Определение степени диссоциации из измерений электропроводности и по изотоническому коэффициенту.

1) Эквивалентная электропроводность прямо пропорциональна числу ионов в растворе и, следовательно, степени диссоциации α

λ=Кα, (7.20)

где К – коэффициент пропорциональности.

Степень диссоциации, также как и эквивалентная электропроводность, увеличивается при понижении концентрации. В очень разбавленном (бесконечно разбавленном) растворе электролит диссоциирует полностью, т.е. α=1, следовательно

λ_∞ =К, (7.21)

где λ_∞- эквивалентная электропроводность бесконечно разбавленного раствора. Эту величину получают экстраполируя (продолжая) концентрационную зависимость λ=f(c) на нулевую концентрацию электролита (бесконечно разбавленный раствор).

Подставляя значение К из ф-лы (7.21) в (7.20) получим:

α =λ/λ_∞ (7.22)

Следовательно, степень диссоциации равна отношению эквивалентной электропроводности при данной концентрации к эквивалентной электропроводности при бесконечном разбавлении.

2) Пусть раствор содержит N моль электролита, степень диссоциации которого равна α. Тогда число моль продиссоциированного электролита составит αN, а недиссоциированного – N(1-α). Если молекула диссоциирует на n ионов, то число моль ионов в растворе составит nαN и общее число частиц растворенного вещества в растворе N(1-α) + nαN. Изотонический коэффициент показывает, во сколько раз увеличивается число частиц растворенного вещества в результате диссоциации, т.е.

откуда получим для степени диссоциации (7.23)

Из (7.23) следует, что при полной диссоциации электролита (α=1) изотонический коэффициент равен числу ионов, на которое распадается электролит (i=n).

Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.).

Классическая теория электролитической диссоциации применима лишь к разбавленным растворам слабых электролитов. Сильные электролиты в разбавленных растворахдиссоциированы практически полностью, поэтому представления о равновесии между ионами и недиссоциированными молекулами лишено смысла. Согласно представлениям, выдвинутым в 20—30-х гг. 20 в. В. К. Семенченко (СССР), Н. Бьеррумом (Дания), Р. М. Фуоссом (США) и др., в растворах сильных электролитов при средних и высоких концентрациях образуются ионные пары и более сложные агрегаты. Современные спектроскопические данные показывают, что ионная пара состоит из двух ионов противоположного знака, находящихся в контакте («контактная ионная пара») или разделённых одной или несколькими молекулами растворителя («разделённая ионная пара»). Ионные пары электрически нейтральны и не принимают участия в переносе электричества. В сравнительно разбавленных растворах сильных электролитов равновесие между отдельными сольватированными ионами и ионными парами может быть приближённо охарактеризовано, аналогично классической теории электролитической диссоциации, константой диссоциации (или обратной величиной — константой ассоциации). Это позволяет использовать вышеприведённое уравнение для расчёта соответствующей степени диссоциации, исходя из экспериментальных данных.

В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов можно вычислить теоретически, исходя из представлений о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде — растворителе.

Примеры сильных электролитов: некоторые кислоты (HClO₄, HMnO₄, H₂SO₄, HCl, HBr; HI), гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов (NaOH, KOH, Ba(OH)₂); большинствосолей.

Слабые электролиты — химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах незначительно диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.

Слабыми электролитами являются:

почти все органические кислоты и вода;

некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO₂, HNO₂, HCN, H₂S, HBrO, H₃PO₄,H₂CO₃, H₂SiO₃, H₂SO₃ и др.;

некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)₃, Zn(OH)₂ и др.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается иобратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.

В общей реакции

где комплекс разбивается на x единиц A и y единиц B, константа диссоциации определяется так:

где [A], [B] и [A_xB_y] — концентрации A, B и комплекса A_xB_y соответственно.

Связь степени и коснстанты диссоциации. Исходя из определения степени диссоциации, для электролита КА в реакции диссоциации [A⁻] = [K⁺] = α·c, [KA] = c — α·c = c·(1 — α), где α — степени диссоциации электролита.

Тогда:

(2)

Это выражение называют законом разбавления Оствальда. При очень малых α (α<<1) K=cα² и

таким образом, при увеличении концентрации электролита степень диссоциации уменьшается, при уменьшении — возрастает.

Раствори́мость — способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы — растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов,молекул или частиц. Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см³ (мл) растворителя (г/100 г или см³/100 см³). Растворимость газов в жидкости зависит от температуры и давления. Растворимость жидких и твёрдых веществ — практически только от температуры.

Произведение растворимости. Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Произведение растворимости (ПР, K_sp) — произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Например, в случае для CaCO₃ это равновесие можно записать в виде:

Константа этого равновесия рассчитывается по уравнению:

В приближении идеального раствора с учётом того, что активность чистого компонента равна единице, уравнение упрощается до выражения:

Константа равновесия такого процесса называется произведением растворимости.

В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой A_mB_n, которое диссоциирует на m катионов Aⁿ⁺ и n анионов B^m-, рассчитывается по уравнению:

где [Aⁿ⁺] и [B^m-] — равновесные молярные концентрации ионов, образующихся при электролитической диссоциации.

Из произведений растворимости можно рассчитать концентрации катионов и анионов в растворе малорастворимого электролита. Значения произведений растворимости приведены в справочниках.

Условия образования и растворения осадков. Зная концентрации ионов в растворе, можно прогнозировать направление гетерогенного процесса. Если произведение концентраций ионов, образующих малорастворимый сильный электролит, в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, будет больше , то произойдет образование твердой фазы, т.е. осадка.

Таким образом, условием образования осадка является превышение произведения концентрации ионов малорастворимого сильного электролита над величиной .

Последовательность осаждения двух и более малорастворимых сильных электролитов определяется не величиной K_s, а равновесными концентрациями ионов над осадком, которые вычисляют из K_s. В первую очередь образуется осадок того малорастворимого сильного электролита, для которого концентрация одноименного иона будет меньше.

В качестве примера рассмотрим последовательность осаждения фторида и оксалата кальция.

(CaF₂)= 4 ×10^–11

(CaC₂O₄)= 2×10^–9

Если брать за основу , то в первую очередь должен образоваться осадок CaF₂, т.к.

(CaF₂)< (CaC₂O₄).

Проверим это, рассчитав концентрацию ионов Са²⁺ в насыщенном растворе:

CaC₂O₄ ⇄ Са²+

CaF₂ ⇄ Са²⁺ + 2F^–.

При растворении каждого моля СаС₂О₄ в раствор переходит 1 моль ионов Са²⁺ и 1 моль ионов :

(СаС₂О₄) = S²,

где S – растворимость соли в моль/л:

aСа²⁺ = S = = 4,5×10^–5 моль/л

При растворении моля CaF₂ в раствор переходит 1 моль ионов Са²⁺ и 2 моль ионов F^–:

(CaF₂)= aСа²⁺×a²F^– = S×(2S)² = 4S³

aСа²⁺ = S = = 0,84×10^–4моль/л

Для СаС₂О₄ в его насыщенном растворе активность ионов Са²⁺ меньше, чем для CaF₂. Поэтому в первую очередь образуется осадок СаС₂О₄.

Процесс образования осадка можно расчленить на три основные стадии: 1) возникновение зародышей кристаллизации; 2) рост кристаллов из зародышей; 3) агрегация кристаллов с образованием поликристаллического осадка. Эти стадии протекают с разной скоростью. Это обстоятельство объясняет тот факт, почему при достижении условия:

a^m(Aⁿ⁺) ×aⁿ(B^m^–)>

не всегда сразу же образуется осадок A_mB_n: последняя стадия может требовать для своего завершения нескольких часов, а то и суток.

Условием растворения осадка является неравенство:

a^m(Aⁿ⁺) ×aⁿ(B^m^–)< ,

т.е. растворение осадка малорастворимого электролита происходит при условии, что произведение активностей его ионов меньше .

Растворение осадка или сдвиг равновесия вправо может быть осуществлен с помощью любого метода уменьшения концентрации свободных ионов Aⁿ⁺ или B^m^–: 1) связыванием этих ионов в другой менее растворимый осадок, 2) связыванием ионов металла в комплекс, 3) связыванием аниона в малодиссоциированную кислоту, 4) окислением или восстановлением катиона или аниона.

Ио́нное произведе́ние воды́ -произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксила OH⁻ в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Вывод значения ионного произведения воды. Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

[H⁺] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

[OH⁻] — концентрация гидроксид-ионов;

[H₂O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10⁻¹⁶моль/л. Уравнение (1) можно переписать как:

Обозначим произведение K·[H₂O] = K_в = 1,8·10⁻¹⁶ моль/л·55,56 моль/л = 10⁻¹⁴моль²/л² = [H⁺]·[OH⁻] (при 25 °C).

Константа K_в, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и K_в, при понижении температуры — наоборот.

Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH — piː'eɪtʃ «Пи эйч») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентнаконцентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифмактивности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

Вывод значения pH. В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H⁺]) и гидроксид-ионов ([OH⁻]) одинаковы и составляют 10⁻⁷ моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно [H⁺] · [OH⁻] и составляет 10⁻¹⁴ моль²/л² (при 25 °C).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H⁺] > [OH⁻] говорят, что раствор является кислым, а при [OH⁻] > [H⁺] — щелочным.

Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем — pH.

pOH

Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH⁻:

как в любом водном растворе при 22 °C , очевидно, что при этой температуре:

Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей^[1]:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален. См. также Электролитическая диссоциация.

Степень гидролиза. Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или h_гидр);
α = (c _гидр/ c _общ)·100 %
где c _гидр — число молей гидролизованной соли, c _общ — общее число молей растворённой соли.
Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Является количественной характеристикой гидролиза.

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

В качестве примера ниже приводится вывод уравнения константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием: