ТЕМА 7. РАСТВОРЫ СИЛЬНЫХ И СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.

Диссоциация электролитов. При растворении электролитов в полярных растворителях они в различной степени распадаются на катионы и анионы. Этот процесс называется электролитической диссоциацией. Электролиты, не все молекулы которых в растворе диссоциируют на ионы, называются слабыми. К ним относятся вода, гидроксид аммония, труднорастворимые гидроксиды, минеральные кислоты (H₂CO₃, H₂S, HCN, HNO₂, H₂SiO₃, H₃BO₃, HClO, H₃AsO₃) и почти все органические кислоты (CH₃COOH, HCOOH и др.). В результате электролитической диссоциации в растворе устанавливается равновесие, характеризующееся определенным значением константы равновесия (константы электролитической диссоциации) и постоянством равновесных концентраций молекул и ионов. Электролитическая диссоциация слабых электролитов может протекать в несколько стадий (ступеней), каждой из которых соответствует свое значение константы электролитической диссоциации. Например:

 

1 ступень: ↹ + ; = = 4,5·10^-7,

2 ступень: ↹ + ; = = 4,7·10^-11

↹ 2 +

или

 

, (7.1)

 

Для слабых электролитов, у которых степень электролитической диссоциации α<<1:

, (7.2)

Константа диссоциации слабых электролитов по первой ступени всегда значительно больше константы диссоциации по второй ступени: К₁ >> К₂, поэтому практически в расчетах учитывают только первую ступень. Концентрация ионов, образующихся при диссоциации сильных и слабых электролитов рассчитывается по уравнению:

 

С_иона = С_эл-та· ·N_иона, (7.3)

 

где С_эл-та – молярная концентрация электролита, моль/л

- степень диссоциации электролита (для разбавленных растворов сильных
электролитов =1, а для слабых электролитов определяется по
уравнению 7.2.

N_иона – число ионов данного вида образующихся при полной диссоциации
одной молекулы электролита.

 

Таблица 7.1

Константы диссоциации некоторых слабых электролитов

в водных растворах при 25^оС

Электролит	Константа диссоциации
Название	Формула
Азотистая кислота Уксусная кислота Бромноватистая кислота Хлорноватистая кислота Циановодородная кислота Гидроксид аммония	HNO2 CH3COOH HOBr HOCl HCN NH4OH	4,0·10-4 1,8·10-5 2,06·10-9 5,0·10-8 7,9·10-10 6,3·10-5

 

 

Электролиты, практически полностью диссоциирующие в воде, называются сильными электролитами (табл. 7.2).

 

Таблица 7.2

Сильные электролиты

1. Кислоты

HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HMnO4, HClO4 и др.

2. Основания (гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов)

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2

3. Соли

Все растворимые соли, кроме: CdCl2, HgCl2, Fe(CNS)3, Pb(CH3COO)2

 

 

Произведение растворимости. Приконтакте малорастворимых веществ с растворителем (водой) в раствор переходит малое количество вещества, соответствующее его растворимости при определенной температуре. При этом над твердой фазой (осадком) образуется насыщенный раствор малорастворимого вещества с очень малой концентрацией. Если малорастворимое вещество электролит, то растворенное его количество в растворе полностью диссоциирует на ионы. Равновесие в насыщенном растворе малорастворимого электролита устанавливается между его твердой фазой (осадком) и ионами, образующимися в результате электролитической диссоциации растворенной части электролита. Например:

Са₃(РО₄)_2(кр) ↹ 3Са²⁺_(р-р) + 2РО₄^3-_(р-р)

Константа равновесия в этом случае называют произведением растворимости (ПР):

 

(7.4)

 

Произведение растворимости (ПР) есть произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе в степенях их стехиометрических коэффициентов. ПР есть величина постоянная при данной температуре.

Ионное произведение воды. Водородный показатель. Вода, являясь слабым электролитом, в незначительной степени диссоциирует:

 

Н₂О ↹ Н⁺ + ОН ;

К ∙ [Н₂О] = [Н⁺]∙[ОН ]

К ∙ [Н₂О] = 1,8∙10^-16 ∙55,55 = 10^-14 (при 25⁰С)

К ∙ [Н₂О] = (7.5)

= [Н⁺]∙[ОН ] = 10^-14 – ионное произведение воды.

Концентрация ионов в воде очень мала: [Н⁺] = [ОН ] = 10^-7 моль/л. Одним из способов представления малых концентраций является их логарифмическое выражение. Для воды и растворов кислот и оснований принято выражать концентрации ионов , в логарифмическом виде:

(7.6)

Водородный показатель в химически чистой воде = 7, такая среда называется нейтральной, так как концентрации ионов , равны и очень малы. Если в растворе присутствует кислота (или основание), то концентрации ионов и отличаются от 10^-7 моль/л и не равны между собой.

˂ 7 при > 10^-7 моль/л (кислая среда),

˃ 7 при ˂ 10^-7 моль/л (щелочная среда)

Примеры решения задач:

1. Указать пару правильных выражений ПР для следующих соединений: PbCl₂ и Ag₂SO₄.

а) ПР ПР

б) ПР ПР

в) ПР ПР

г) ПР ПР

 

Ответ: в) ПР ; ПР

 

2. Указать пару правильных уравнений диссоциации и выражений констант электролитической диссоциации для следующих соединений: H₂S, Fe(OH)₂.

a) H2S ↹ H + HS-	Fe(OH)2 ↹ Fe2+ + 2OH-
б) H2S ↹ H + HS-	Fe(OH)2 ↹ FeOH+ + OH-

в) H₂S ↹2 H + S^2- Fe(OH)₂ = FeOH⁺ + OH^-

 

г) H₂S ↹ 2H + S^2- Fe(OH)₂ ↹ Fe²⁺ + 2OH^-

Решение:

Так как, H₂S и Fe(OH)₂ – слабые электролиты, то их диссоциация протекает равновесно по первой ступени (см. раздел 7.1).

Ответ: б) H₂S ↹ H + HS^- , ;

Fe(OH)₂ ↹ FeOH⁺ + OH^-,

 

3. Указать ряд в котором водные растворы всех соединений являются сильными электролитами:

а) Al(OH)₃; HCl; Na₂SO₄

б) H₂CO₃; CaCO₃; NaCl

в) HCl; AgNO₃; ZnCl₂

г) NaOH; H₂S; KNO₃.

Решение:

См. табл. 7.2.

Ответ: в) соляная кислота HCl; соли AgNO₃; ZnCl₂.

4. Вычислить рН следующих водных растворов: а) 0,02 М HCl, б) 0,2 М KOH.

 

Дано: CHCl = 0,02 М CKOH = 0,2 М

pH -? pH -?

Решение:

=

а) HCl = H⁺ + Cl ^-; C = C_НСl · α · N = 0.02∙1∙1=0,02 моль/л

HCl - сильный электролит, α = 1; N = 1 (число Н⁺, образовавшихся при диссоциации одной молекулы НСl)

= = 1,7

б) В водных растворах слабых электролитов и разбавленных растворах сильных электролитов = [Н⁺]∙[ОН ] = 10^-14; , где

 

KOH = К⁺ + ОН^-; C = C_кон · α · = 0,2∙1∙1=0,2 моль/л

КОН - сильный электролит, α = 1, = 1 (число ОН^-, образовавшихся при диссоциации одной молекулы КОН).

 

Ответ: рН 0,02 М HCl равно 1,7;

рН 0,2 М КОН равно 13,3.

 

5. Вычислить рН 0,05 М водного раствора хлорноватистой кислоты (HOCl).

 

Дано: C = 0,05 М

pH -?

Решение:

HOCl ↹ H⁺ + OCl^-, = , C = C_НСl · α · N ;

 

HOCl - слабый электролит. ,

= (C_НСl · N ) = (0,05∙ ∙1)= 4,3

 

Ответ: рН 0,05 М HOCl равен 4,3.

6. Определить произведение растворимости MgF₂, если его растворимость в воде при

25⁰С равна 1,17 · 10^-3 моль/л.

 

Дано: C = 1,17·10-3 моль/л

ПР -?

 

 

Решение:

MgF₂ ↹ Mg²⁺ + 2F^-, N_Mg=1, N =24;

ПР = [ Mg²⁺ ] · [ F^- ]²

[ Mg²⁺ ] = C · α · n , [ F^- ] = C · α · N .

[ Mg²⁺ ] = 1,17 · 10^-3 · 1 · 1 = 1,17 · 10^-3 моль/л

[ F^- ] = 1,17 · 10^-3 · 1 · 2 = 2,34 · 10^-3 моль/л.

 

ПР = 1,17 · 10^-3 ·(2,34 · 10^-3)² = 6,41 · 10^-9.

Ответ: ПР = 6,41 · 10^-9.