Равновесия в водных растворах электролитов

Электролиты – вещества, молекулы которых в растворах или расплавах подвергаются процессу диссоциации, т.е. распаду на ионы (К⁺ - катионы и А^- - анионы):

, (3.2)

Процесс распада молекул электролита под действием полярных молекул воды (растворителя) называется электролитической диссоциацией (в дальнейшем просто диссоциацией).

С позиций теории электролитической диссоциации:

Кислота – соединение, при диссоциации которого образуется избыток катионов водорода (H⁺):

, (3.3)

Основание – соеденение, при диссоциации которого образуется избыток анионов гидроксила (OH^-):

. (3.4)

При диссоциации солей образуются катионы металлов (или катионы аммония NH₄⁺) и анионы кислотных остатков.

Сила электролита определяется величиной степени диссоциации

, (3.5)

где n – число молекул, распавшихся на ионы,

N – общее число молекул в растворе.

Для «идеально» сильных электролитов α =1 (100%), для неэлектролитов α =0.

Диссоциация – обратимый процесс.

Константа равновесия процесса диссоциации (3.1) называется константой диссоциации K_g:

. (3.6)

Чаще всего именно величина K_gявляется критерием силы электролита. ЗначенияK_gприводятся в справочной литературе (таблицу П2).

Сильные электролиты. Признаками сильного электролита являются:

• Степень диссоциации α близка к 1.

• α практически не зависит от концентрации раствора.

• Величины K_g> 1 (как правило > > 1).

 

Примеры сильных электролитов:

• Все соли.

• Некоторые кислоты: HCl, H₂SO₄, HNO₃и др.

• Сильные основания – щелочи: NaOH, KOH, Ca(OH)₂и др.

 

Слабые электролиты. Признаками слабых электролитов являются:

• Степень диссоциации может меняться в широких пределах 0< α < 1.

• α зависит от концентрации раствора.

Эта зависимость выражается законом разведения Оствальда:

Если C – концентрация раствора, а α – степень диссоциации электролита,

то уравнение (3.6) приобретает вид:

. (3.7)

 

 

Для электролитов с α < < 1 уравнение упрощается:

(3.8)

и

. (3.9)

Из уравнения (3.9) видно, что величина α растет с уменьшением концентрации раствора, стремясь при бесконечно большом разбавлении к 1.

 

• Водородный показатель.

 

Величина водородного показателя является характеристикой кислотности (или щелочности) раствора. По определению:

. (3.10)

Для упрощения расчетов используется также гидроксильный показатель:

, (3.11)

где a_H+и a_OH- - активности катионов H⁺и анионов OH^-соответственно.

Шкала значений pH основана на свойствах воды как очень слабого электролита.

 

Процесс диссоциации воды:

, (3.12)

Поскольку в чистой воде концентрации ионов H⁺и OH^-очень малы, то они совпадают с их активностями (f=1). Кроме того, [H⁺]=[OH^-] (вода – нейтральная среда).

Константа диссоциации процесса (3.12):

Для воды K_g=1.8*10^-16 (22⁰C).

Кроме того, ввиду очень малой величины K_gравновесную концентрацию недиссоциированных молекул воды можно считать постоянной:

.

Таким образом, для чистой воды

(3.13)

есть величина постоянная (при T=const). Она называется ионным произведением воды (K_W).

Из сказанного следует, что для чистой воды

Кроме того из (3.13) следует

. (3.14)

Для кислых сред

Для щелочных сред

При расчете величины водородного показателя следует руководствоваться следующей схемой.

• Для сильных электролитов (оценивается по величине α или K_g) считать

для кислот ,

для щелочей

(если учет величины активности f специально не оговорен в условии задачи)

• Для слабых электролитов расчет равновесных концентраций [H⁺] и [OH^-] производится с учетом зависимости степени диссоциации α от концентрации.

• Все концентрации должны быть молярные.

• Расчет pH оснований проще производить через гидроксильный показатель с учетом уравнения (3.14).

 

• Реакция нейтрализации

Реакция нейтрализации – процесс взаимодействия катионов H⁺с анионами OH^-с образованием молекулы воды:

Т.е. реакция между растворами кислоты (избыток H⁺) и основания (избыток OH^-).

В результате полной нейтрализации равновесные концентрации H⁺и OH^-становятся одинаковыми, а pH раствора равным 7.

В рамках данных МУ и КЗ рассматриваются только реакции между растворами сильных кислот и сильных оснований (щелочей).