Введение. Электролитами называются вещества, которые в растворе или расплаве распадаются (диссоциируют) на ионы

Электролитами называются вещества, которые в растворе или расплаве распадаются (диссоциируют) на ионы, поэтому их растворы и расплавы проводят электрический ток. Для оценки способности электролитов к электролитической диссоциации используют величину- степень диссоциации (a) – это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита. По степени диссоциации в растворах все электролиты можно условно разделить на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворе диссоциируют полностью (a @ 1).

Этот процесс можно выразить уравнением: KnAm = nK^m+ + mA^n- (1)

Слабые электролиты диссоциируют на ионы частично (a <<1): KnAm Û nK^m+ + mA^n- (2)

Между ионами и недиссоциированными молекулами электролита устанавливается динамическое равновесие, называемое ионным равновесием. Количественно ионное равновесие характеризуется величиной константы равновесия, которая называется константой диссоциации: Kд = [K^m+]^n. [A^n-]^m / [KnAm] (3)

где [K^m+],[A^n-],[KnAm] – равновесные концентрации катионов [K^m+], анионов [A^n-] и недиссоциированных частиц [KnAm] соответственно. Величина Kд зависит от природы электролита и растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Для сильных электролитов Кд>>1; для слабых электролитов Кд <<1.

Среди электролитов можно выделить кислоты, основания, соли. Кислотами называются электролиты, которые при первичной диссоциации образуют ионы H⁺. Среди бескислородных кислот сильными электролитами являются HCI, HBr и HJ, остальные относятся к слабым электролитам. Для оксокислот силу электролита можно оценивать по степени окисления (С.О.) кислотообразующего элемента, если С.О. +6 или +7, оксокислота – сильная; если С.О. равна +5 и меньше, то оксокислота – слабая (исключение составляет азотная кислота – HNO₃). Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

ПРИМЕР 1. Диссоциация сернистой кислоты по первой ступени выражается уравнением:

H₂SO₃ Û H⁺ + HSO₃^-; по второй ступени: HSO₃^- Û H⁺ + SO₃^2-.

Первое и второе равновесия характеризуются соответственно константами диссоциации:

Кд₁= [H⁺]^.[HSO₃^-] / [H₂SO₃] = 1,3^.10^-2; Кд₂= [H⁺]^.[SO₃^2-] / [HSO₃ ^-] = 0,63^.10^-7 .

Суммарному равновесию отвечает суммарная константа диссоциации:

Кд = Кд₁^.Кд_{2 =} [H⁺]^2.[SO₃^2-]/[H₂SO₃] =8^.10^-10.

Основаниями являются электролиты, которые при первичной диссоциации образуют гидроксид – ионы OH^-. Сильными электролитами являются гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (щелочи), они растворимы в воде. Остальные гидроксиды – слабые электролиты. Основания поливалентных металлов диссоциируют ступенчато. Соли – электролиты, при первичной диссоциации которых не образуются ни ионы H⁺, ни ионы OH^-. Большинство хорошо растворимых в воде солей диссоциированы полностью.

2. Диссоциация воды.

Вода, будучи весьма слабым электролитом, в очень малой степени подвергается диссоциации. При диссоциации она распадается на ионы (ион гидроксония и гидроксид – ион соответственно):

H₂O + H₂OÛH₃O⁺ + OH^-, или в упрощенном виде уравнение реакции записывают:

H₂O Û H⁺ + OH^- (4)

Константа диссоциации воды равна: Кд = [H⁺]^.[OH^-]/[H₂O] = 1,8^.10^-16 (при 22^о С) (5)

Так как вода диссоциирована очень слабо, то концентрацию воды [H₂O] можно принимать за постоянную величину, равную: [H₂O] = m/M^.V = 1000/18 = 55,5моль/л. Следовательно, и произведение Кд^.[H₂O] для данной температуры постоянно: Кд^.[H₂O] = 1,8^.10^-16.55,5 =10^-14. Это произведение обозначают через K_w.

K_w =[H⁺]^.[OH^-] = 10^-14 (6)

Величина Kw называется ионным произведением воды и является постоянной не только для чистой воды, но и для разбавленных водных растворов. Kw зависит от температуры.

Для чистой воды [H⁺] = [OH^-] = = 10^-7моль/л и среда является нейтральной.

Если концентрация ионов [H⁺] > 10^-7моль/л, среда будет кислой.

Если концентрация ионов [ H⁺] < 10^-7 моль/л, среда будет щелочной.

Концентрация же ионов OH^- наоборот: в кислой среде [OH^-] < 10^-7 моль/л, а в щелочной [OH^-] > 10^-7 моль/л.

Поскольку концентрации ионов H⁺ и OH^- в любом водном растворе взаимосвязаны, то для характеристики водных сред принято указывать только концентрацию ионов H⁺.

Кислотность или щелочность раствора можно оценить по величине pH, которая называется водородным показателем и равна: pH = -lg[H⁺]. (7)

В нейтральной среде pH = 7, в кислой среде pH<7, в щелочной среде pH >7.

Реже пользуются величиной pOH, которая равна соответственно:

pOH = - lg [OH^-] (8)

рH + pOH = 14 (9)

Значения pH раствора определяют с помощью pH-метров или цветных индикаторов.