Ионное равновесие. Константа диссоциации

Лекция 3. Растворы электролитов

Степень электролитической диссоциации

Вещества с ионной связью (NaCl, NH₄NO₃), с полярной ковалентной связью (HCl, HNO₃) способны распадаться на ионы:

HCl = H⁺ + Cl^-,

NaOH = Na⁺ + OH^-,

KI = K⁺ + I^-.

Этот процесс называется электролитической диссоциацией.

Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. называются электролитами. Электролитами являются неорганические соединения: кислоты, основания, соли (например, HCl, Ca(OH)₂, Na₂SO₄ и т.д.).

Эти вещества в разной степени диссоциируют на ионы. Отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул (N) растворенного вещества называется степенью диссоциации (α):

(1)

В зависимости от степени диссоциации электролиты принято делить на сильные и слабые. Сильными считаются те электролиты, у которых степень диссоциации близка к 100 %.

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют в водном растворе ступенчато:

H₂CO₃ ↔ H⁺ + НCO₃^- (первая ступень),

НCO₃^-↔ H⁺ + CO₃^2- (вторая ступень),

Ca(OH)₂ ↔ Ca(OH)⁺ + OH^- (первая ступень),

Ca(OH)⁺ ↔ Ca²⁺ + OH^- (вторая ступень).

Диссоциация по первой ступени всегда протекает в большей степени (α₁ >> α₂), поэтому в растворе преобладают ионы, получаемые по первой ступени.

Концентрация ионов в растворе зависит как от общей концентрации растворенного электролита, так и от степени его диссоциации в данном растворе:

С_М(ион) = С_{М(электр)}·α·n_ион,

(2)

где: С_М(ион) – молярная концентрация определяемых ионов; С_{М(электр)} – молярная концентрация электролита; n_ион – число определяемых ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы; α – степень диссоциации.

Свойства растворов электролитов, зависящие от концентрации (коллигативные свойства), такие, как давление насыщенного пара над раствором, изменение температуры кипения и замерзания, осмотическое давление, не подчиняются законам Рауля и Вант-Гоффа, поскольку при диссоциации число частиц растворенного вещества (молекул и ионов) в растворе возрастает. Эти законы могут быть применены к растворам электролитов с учетом поправочного коэффициента, который называют коэффициентом Вант-Гоффа или изотоническим коэффициентом i.

Физический смыл коэффициента i заключается в том, что он показывает во сколько раз увеличилось число частиц в растворе в результате электролитической диссоциации.

Изотонический коэффициент можно рассчитать, поделив величины Р_осм, Δt_кр, полученные опытным путем, на величины, вычисленные по соответствующим законам для раствора такой же концентрации

(3)

Формулы для вычисления соответствующих характеристик растворов имеют следующий вид:

Р_осм = i·С_М·R·T – осмотическое давление (кПа); где С_м – молярная концентрация, моль/л; R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль·К); Т – температура, К.

где n₁ – число молей растворителя, n₂ – число молей растворенного вещества;

Δt_кр= i·К·С_μ– понижение температуры кристаллизации раствора;

Δt_кип= i·Е·С_μ– повышение температуры кипения раствора.

Между изотоническим коэффициентом i, степенью диссоциации α и и числом ионов n, на которые распадается молекула электролита, существует зависимость:

(4)

В случае сильных электролитов значение α, определяемое таким способом, не соответствует истинной величине степени диссоциации. В этом случае определяется так называемая «кажущаяся» степень диссоциации α_каж. Она может быть значительно меньше единицы. Это обусловлено наличием электростатического взаимодействия между ионами в растворе сильного электролита.

Пример. Определить концентрацию хлорид-ионов в 0,1 М растворе хлорида железа FeCl₃, если кажущаяся степень диссоциации равна 80 %.

Решение: при диссоциации хлорида железа образуется три хлорид-иона

FeCl₃ ↔ Fe³⁺ + Cl^-,

т.е. n_Cl- = 3, тогда

С_М(Cl^-) = C_М(FeCl₃)·α·n_Cl- = 0,1·0,8·3 = 0,24 моль/л.

Ионное равновесие. Константа диссоциации

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо, поэтому к нему применим закон действия масс. Константа образующейся равновесной системы называется константой диссоциации.

Например, в водном растворе уксусной кислоты устанавливается следующее равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации – ионами:

СН₃СООН ↔ Н⁺ + СН₃СОО^-,

Диссоциация слабых многоосновных кислот, а также оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, идет в несколько стадий (ступенчато):

H₂CO₃ ↔ H⁺ + НCO₃^- К₁ = 4,5·10^-7,

НCO₃^-↔ H⁺ + CO₃^2- К₂ = 4,7·10^-11.

Диссоциация с каждой ступенью значительно уменьшается

К₁ > К₂,

К_общ = К₁·К₂.

Зависимость степени диссоциации (α) от константы диссоциации (К) подчиняется закону разбавления Оствальда. Для бинарного соединения, у которого молекула диссоциирует на два иона константа диссоциации:

(5)

где: С_М – молярная концентрация, моль/л.

Для слабых электролитов, если степень диссоциации α << 0,5, при расчетах можно принять 1 – α равной единице. Тогда уравнение Оствальда упрощается:

(6)

Константа диссоциации, как и степень диссоциации, является мерой диссоциации, но физический смысл из различен.

Степень диссоциации показывает долю диссоциированных молекул. Константа диссоциации определяет во сколько раз процесс диссоциации молекул на ионы преобладает над процессом ассоциации ионов в молекулы. Поскольку степень диссоциации меняется при изменении концентрации, то достаточно удобно использовать в качестве меры диссоциации константу диссоциации, которая не зависит от концентрации.

Дата добавления: 2020-11-15; просмотров: 123; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

12 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!