Таким образом, при понижении концентрации электролита степень э.д. увеличивается.
СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ
Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют полностью. При значительном значении концентрации каждый гидратированный (+) заряженный ион окружен со всех сторон (-) заряженными гидратированными ионами. Кроме того, в этих растворах возможно образование так называемых ионных пар, которые образуются в результате взаимодействия гидратированных ионов в растворе.
Все это приводит к тому, что в химических реакциях и физикохимических процессах происходит понижение значения концентраций ионов по сравнению с истинным значением. Поэтому, в 30-е годы одновременно была предложена теория сильных электролитов. В этой теории основным понятием была
активность молекул.
Активностью молекул и ионов называется их концентрация, в соответствии с которой они действуют в химических процессах,
т.е. a = f • C, где a – активность молекулы или ионов, f – коэффициент активности аналитическое значение концентрации молекулы или ионов в растворе; всегда для сильных электролитов f < 1, определяется экспериментально с помощью различных методов.
Для слабых электролитов, для очень разбавленных растворов сильных электролитов f = 1.
Таким образом, используя понятие активности молекул или ионов становится возможных определение констант диссоциации не только слабых, но и сильных электролитов, т.е. становится возможным количественная оценка силы электролита.
Произведение растворимости
Рассмотрим в качестве примера насыщенный раствор сульфата кальция CaSO4
CaSO4 <=====> Ca2+ + SO42+
установлено равновесие между количеством молекул, диссоциирующих в растворе и количеством ионов, переходящих из раствора в кристаллическую фазу
= [Ca+2] [SO4-2] [CaSO4]
[Ca2+] [SO42-] = Кравн • [CaSO4] = const
Произведение концентрации ионов электролита при данной температуре есть величина постоянная и называется произве-
дением растворимости (Пр).
ПрCaSO4 = [Ca+2] [SO4-2]
Таким образом, чем выше Пр, тем больше растворимость соответствующего электролита. При введении электролита с одноименными ионами в соответствии с принципом Ле-Ша-телье растворимость данной соли уменьшается. Знание значений Пр крайне необходимо для более полного размельчения (осаждение, растворение) различных химических соединений. Широко используются в аналитической химии и химической технологии.
PbJ2 <=====> Pb2+ + 2J-ПрPbJ2 = [Pb+2] • [J-]2
Ионное произведение воды. Водородный показатель
Вода, как слабый электролит диссоциирует по следующему уравнению:
H2O <=====> H+ + OH-[H+] • [OH-]
Kp = [H2O] → Kр[H2O] = [H+] • [OH-] = KB
K B – ионное произведение воды (при постоянной температуре – постоянная), при t = 25°C (н.у.) Кв = 10-14
С повышением температуры происходит увеличение КB. Значение К B используется для определения концентрации ио-нов H+ или OH– в растворе.
[H+] = KB [OH-]= KB [OH-] [H+]
Для нейтрального раствора концентрация [H+] = [OH-] =
= 10-7 г-ион/л. Для кислых растворов концентрация [H+] > > 10– 7 г-ион/л (10-6, 10-5, 10-4, …). Для щелочных растворов концентрация [H+] < 10-7 г-ион/л (10-8, 10-9, 10-10, …).
Пример. Концентрация [H+] = 10-4 г-ион/л, то [OH-] = (10-14) / 10– 4 = 10-10 г-ион/л.
Однако, для проведения расчетов на практике пользуются более удобной шкалой, так называемым водородным показателем (рН). рН представляет собой отрицательный логарифм концентрации Н+
рН = -Lg [H+]: для нейтральной среды – рН = 7; для кислой среды – рН < 7; щелочной среды – рН > 7
В расчетах используется следующее уравнение: рН+рОН = =14. Для измерения кислотности или основности среды используют индикаторы, изменяющие свой цвет в зависимости от значений кислотности.
Молекулярные и ионные уравнения реакции
В соответствии с теорией э.д. в растворах электролитов реакции идут между ионами с высокими скоростями. В сторону образования ↑, ↓ и малодиссоциирующих соединений. При написании уравнений используется следующая форма: сна-чала записывается в молекулярной форме с указанием летучих и труднорастворимых соединений, затем записывается в
молекулярно-ионной форме (в молекулярной форме записываются соединения трудно растворимые, легко летучие, малодиссоциирующие), затем ионы не участвующие в реакции сокращаются.
Водные растворы солей в зависимости от природы образую
щих их кислот и оснований могут быть кислыми (NH4Cl) щелочными (NaNO2) и нейтральными(NH4NO2,NaCl)
Кислотность или основность водных растворов солей объясняется протеканием в них реакции гидролиза. В широком смысле ГИДРОЛИЗ – ЭТО ЛЮБОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ВЕ
ЩЕСТВ С ВОДОЙ.
Более конкретно гидролиз можно определить как реакцию соли с водой, приводящую к образованию кислоты и основания. Таким образом, гидролиз – это процесс, обратный ней-трализации (реакции между кислотой и основанием с выделе-нием воды) .
Константа гидролиза записывается выражением, обратным выражению константы равновесия нейтрализации. Характер протекания гидролиза, т.е. природа продуктов реакции и реакции получающегося раствора, зависят от сочетания силы кислоты и силы основания, образующих соль, поэтому возможны три варианта гидролиза солей.
1. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием
(NaCH3COO, Na2CO 3, NaCN, Na2SO3). Рассмотрим гидролиз солей образованных одно-, двух– и трехосновных кислотами и однокислотным основанием.
Соль (ацетат натрия) в воде находится в состоянии полной диссоциации
NaCH3COO
Na+ + CH3COO– (1)
С водой возможна реакция лишь того иона, который с од-
ним из ионов воды, Н+ или ОН– , дает слабый электролит, т.е.
СНзСОО– + H+OH– <======> CH3COOН + OH-, (2)
где CH3COOH – слабый электролит (Кдисс = 1,86-10-5). Это сокращенная ионная запись процесса гидролиза. Полная (молекулярная) запись процесса:
NaCH3COO + HOH
CH3COOH + NaOH
(3)
Ионы Na+ в процессе не участвуют, т.к. образовавшийся бы
NaOH – сильный электролит
в воде диссоциирован полно-
