Краткие теоретические сведения. Электролитами называют вещества, которые в растворе или расплаве полностью или частично распадаются на ионы.Сила электролита определяется степенью диссоциации

Электролитами называют вещества, которые в растворе или расплаве полностью или частично распадаются на ионы.Сила электролита определяется степенью диссоциации a, которая равнаотношению числа молекул, распавшихся на ионы N, к общему числу растворенных молекул Nобщ,доли единицы или %

a = ×100 % . (19)

По величине степени диссоциации электролиты делят на сильные(a > 0,3)ислабые(a < 30 %).

Расчет концентраций ионов для слабого электролита следует вести по формуле

[ион] = n× a ×C2 , (20)

где n – число ионов данного сорта, образующихся при диссоциации одной молекулы.

Для сильного электролита степень диссоциации практически равна 1 и формула (20) принимает вид

[ион] = n×C2 . (21)

Для слабых электролитов процесс диссоциации является обратимым и характеризуется константой равновесия, которая называется константой диссоциации КД (иначе константой ионизации). KД характеризует способность электролита распадаться на ионы: чем меньше константа диссоциации, тем слабее электролит и тем в меньшей степени его молекулы диссоциированы на ионы. Она не зависит от концентраций электролита и ионов, а зависит от природы электролита и температуры. Значения констант диссоциации для большинства электролитов содержаться в справочниках.

Для электролита, распадающегося на ионы по схеме

(Kt)х(Аn)у Û Ktz+ + Аnz

выражение для константы диссоциации имеет вид

, (22)

где [Ktz+], [Аnz], [(Kt)x(Аn)y] – равновесные концентрации катиона, аниона и недиссоциированных молекул, моль/дм3.

Для бинарного электролита, то есть для электролита, дающего при диссоциации одной молекулы два иона по уравнению

KtАn Û Ktz+ + Аnz

между KДи aсуществует количественная зависимость (закон разбавления Оствальда)

. (23)

Для растворов очень слабых электролитов a<< 1 и (1 – a) » 1, тогда формула (23) примет вид

KД = a2 ×С2 . (24)

Отсюда a = . (25)

Для слабых электролитов, для которых из одной молекулы образуется более двух ионов, процесс диссоциации протекает ступенчато. Например, для ортофосфорной кислоты:

Н3РО4 Û Н+ + Н2РО , KД 1 = 7,1×10–3, a1 = 27 % – для I ступени;

Н2РО Û Н+ + НРО , KД 2 = 6,2×10–8 , a2 = 0,15 % – для II ступени;

НРО Û Н+ + РО , KД 3 = 5,0×10–13, a3 = 0,005 % – для III ступени.

Константа диссоциации суммарного процесса равна произведению констант диссоциации по всем ступеням:

Н3РО4 Û 3Н+ + РО , KД = KД 1 × KД 2 × KД 3 = 2,2 × 10–22.

В растворах сильных электролитов в результате их практически полной диссоциации создается высокая концентрация ионов.

Для учета взаимодействия между ионами в растворе сильного электролита введено понятие «активность». Активность – это эффективная концентрация ионов, в соответствии с которой ионы проявляют себя в химических реакциях. Концентрация и активность ионов а связаны соотношением

а = [ион] ×g, (26)

где g– коэффициент активности иона.

В сильно разбавленных растворах сильных электролитов g®1, и следовательно а = [ион].

Активность электролита (Kt)х(Аn)у можно оценить по формуле

а2 = , (27)

где а± – средняя ионная активность электролита; g± – средний ионный коэффициент активности; С± – средняя ионная молярная или моляльная концентрации; n = (х + у) – сумма числа катионов х и числа анионов у, образующихся при диссоциации одной молекулы электролита.

Средняя ионная активность а± и средний ионный коэффициент активности g± связаны с активностями и коэффициентами активности катионов и анионов соотношениями

а± = , (28)

g± = . (29)

Среднюю ионную концентрацию электролита следует оценивать по формуле

С± = , (30)

В разбавленных растворах электролитов средний ионный коэффициент активности можно вычислить по уравнению (предельный закон Дебая-Гюккеля)

lgg± = – 0,5×½ × ½× , (31)

где , – заряды ионов; I – ионная сила раствора.

По уравнению Дебая-Гюккеля можно вычислять и коэффициенты активностей отдельных ионов, при этом формула (31) примет вид

lgg+ = – 0,5×½ ½× , (31 а)

lgg = – 0,5×½ ½× , (31 б)

Ионной силой раствора I называют полусумму произведения молярных или моляльных концентраций каждого иона на квадрат его заряда

. (32)

Наличие взаимодействия между ионами в растворах сильных электролитов приводит к тому, что найденная экспериментально степень диссоциации сильного электролита оказывается несколько меньше 1. Ее называют кажущейся степенью диссоциации и рассчитывают по формуле

a = , (33)

где i – изотонический коэффициент Вант-Гоффа.

Изотонический коэффициент iпоказывает, во сколько раз экспериментально найденное свойство раствора электролита отличается от такого же свойства, вычисленного для раствора неэлектролита при той же концентрации:

i = ,

где «свойство раствора» – Росм, DР, DТкип или DТзам.

Коллигативные свойства для разбавленных растворов электролитов следует оценивать с учетом изотонического коэффициента по формулам

= , (34)

DTкип= Tкип– Т = i× КЭ × Сm, (35)

DTзам = Т Tзам = i× КК × Сm, (36)

Росм = i× С2 × R × T , (37)

 

Примеры решения задач

Пример 1.Раствор содержит 0,85 г хлорида цинка и 125 г воды, которая кристаллизуется при температуре –0,23 °С. Рассчитайте кажущуюся степень диссоциации хлорида цинка в данном растворе.

Р е ш е н и е

Температура замерзания чистой воды равна Т = 0 °С, тогда

DTзам = Т Tзам = 0 – (–0,23) = 0,23 °С.

Моляльность раствора рассчитаем по формуле (3)

.

Изотонический коэффициент для данного раствора определяем из формулы (36)

.

Для соли CaCl2 n = 3, тогда по уравнению (33) кажущаяся степень диссоциации равна

a = .

 

Пример 2.Определите концентрацию ионов ОН в 0,01 М растворе гидроксида аммония, если КД(NH4OH) = 1,77 · 10-5.

Р е ш е н и е

Данный электролит в водном растворе диссоциирует обратимо по схеме NH4OH Û NH + ОН. Поскольку КД(NH4OH) << 1, значит гидроксид аммония очень слабый электролит. Тогда для определения степени диссоциации NH4ОН можно использовать формулу (25)

a = .

Концентрацию ионов ОН найдем по уравнению (20)

[ОН] = n× a ×C2 = 1× 0,042× 0,01 = 4,2 · 10-3.

Пример 3.Вычислите концентрацию ионов ОН ˉ в растворе, содержащем смесь NH4OH (С2 = 0,2 M) и NH4Сl (С = 1 M), КД(NH4OH) = = 1,77 · 10-5.

Р е ш е н и е

Концентрация ионов ОН ˉ определяется уравнением диссоциации слабого электролита по схеме NH4OH Û NH4+ + OH ˉ .

Выражение для константы диссоциации имеет вид KД = .

Тогда [ОН ˉ] = .

NH4Сl – сильный электролит, диссоциирует на ионы полностью по схеме NH4Cl Û NH + Cl. Тогда [NH4+] = С = 1 моль/л, поскольку концентрацией ионов NH , полученной за счет диссоциации слабого электролита NH4OH, можно пренебречь. Отсюда

[ОН ] = = 3,6×10-6 моль/дм3.

 

Пример 4.Рассчитайте концентрации ионов в 0,01 М растворе K2SO4.

Р е ш е н и е

K2SO4– сильный электролит,диссоциирует по уравнениюK2SO4 ® 2K+ + SO . Следовательно, концентрации ионов определяем по формуле (21)

[K+] = 2× С2 = 2 × 0,01 = 0,02 моль/дм3; [SO ] = С2 = 0,01 моль/дм3.

 

Пример 5. Рассчитайте активность ионов водорода в 0,03 М растворе серной кислоты.

Р е ш е н и е

Н2SO4 − сильная двухосновная кислота, которая полностью распадается на ионы по уравнению Н2SO4 → 2H+ + SO . Тогда концентрации ионов из формулы (21) равны [Н+] =2× 0,03 = 0,06 М; [SO ] = 0,03 М. Ионную силу раствора рассчитаем по формуле (32)

I = ½ × (0,06·12 + 0,03 · 22) = 0,09.

Коэффициент активности γ(Н+) найдем из справочника [8]. Для ионной силы I = 0,09 коэффициент активности однозарядного иона γ+ = 0,847. Тогда по формуле (26)

а = +] ×g+ = 0,06 ×0,847 = 0,051 М.

Пример 6.Определите активность нитрата стронция в растворе с концентрацией 0,06 моль/кг?

Р е ш е н и е

Sr(NO3)2диссоциирует по уравнению Sr(NO3)2 Û Sr2+ + 2 . Так как Сm = 0,06 моль/кг,то равновесные концентрации ионов равны

[Sr2+] = 0,06 моль/кг; [ ] = 2 × 0,06 = 0,12 моль/кг.

По уравнению (32) находим ионную силу раствора

I = 1/2 ×([Sr2+] × z + [ ] × z ) = 1/2×(0,06×22 + 0,12×12) = 0,18.

По формуле (31) вычисляем средний ионный коэффициент активности электролита

lgg± = – 0,5×½ × ½× = 0,5×½2 × 1½× = –0,424.

Следовательно, f± = 10–0,424 = 0,376.

Среднюю ионную моляльность электролита найдем по формуле (30)

С± = .

Активность Sr(NO3)2 оцениваем по уравнению (27)

а2 = моль/кг.