Лекция 3. Растворы электролитов

ковалентной связью (HCl, HNO3) способны распадаться на ионы:

HCl = H+

+ Cl-,
NaOH = Na+ + OH-,
KI = K+ + I-.

Этот процесс называется электролитической диссоциацией.

Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. называются электролитами.

Электролитами являются неорганические соединения: кислоты, основания, соли (например, HCl, Ca(OH)2, Na2SO4 и т.д.).

и слабые.

Сильными считаются те электролиты, у которых степень диссоциации

близка к 100 %.

Эти вещества в разной степени диссоциируют на ионы.

Отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул (N) растворенного вещества называется степенью диссоциации (α):

↔ H+ + НCO3- (первая ступень)
НCO3- ↔

H+ + CO32- (вторая ступень)

Ca(OH)2 ↔ Ca(OH)+ + OH- (первая ступень)
Ca(OH)+ ↔ Ca2+ + OH- (вторая ступень)

Диссоциация по первой ступени всегда протекает в большей степени (α1 >> α2), поэтому в растворе преобладают ионы, получаемые по первой ступени.

Концентрация ионов в растворе зависит как от общей концентрации растворенного электролита, так и от степени его диссоциации в данном растворе:

где: СМ(ион) – молярная концентрация определяемых ионов; СМ(электр) – молярная концентрация электролита; nион – число определяемых ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы; α – степень диссоциации.

с учетом поправочного коэффициента, который называют коэффициентом Вант-Гоффа или изотоническим

коэффициентом i.

Физический смыл изотонического коэффициента i заключается в том, что он показывает во сколько раз увеличилось число частиц в растворе в результате электролитической диссоциации.

Изотонический коэффициент можно рассчитать, поделив величины Росм, Δtкр, полученные опытным путем, на величины, вычисленные по соответствующим законам для раствора такой же концентрации:

Сμ – моляльная концентрация, моль/кг.


Повышение температуры кипения раствора: Δtкип =

i·Е·Сμ
Е – эбулиоскопическая постоянная.

Формулы для вычисления соответствующих характеристик растворов имеют следующий вид:

Осмотическое давление: Росм = i·СМ·R·T (кПа)
См – молярная концентрация, моль/л; R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль·К); Т – температура, К.


Понижение давления насыщенного пара над раствором:

n1 – число молей растворителя, n2 – число молей растворенного вещества.

n, на которые распадается молекула электролита, существует зависимость:

FeCl3, если кажущаяся степень диссоциации равна 80 %.

Решение:
при диссоциации

хлорида железа образуется три хлорид-иона
FeCl3 ↔ Fe3+ + 3Cl-,
т.е. nCl- = 3, тогда

СМ(Cl-) = CМр-ра·α·nCl- = 0,1·0,8·3 = 0,24 моль/л.

групп, идет в несколько стадий (ступенчато):

1 ступень: H2CO3 ↔ H+

+ НCO3- Кдис1 = 4,5·10-7,
2 ступень: НCO3- ↔ H+ + CO32- Кдис2 = 4,7·10-11.


Диссоциация с каждой ступенью значительно уменьшается
Кдис1 > Кдис2,
Кдис общ = Кдис1·Кдис2.

разбавления Оствальда.
Для бинарного соединения, у которого молекула диссоциирует на

два иона константа диссоциации:

где: СМ – молярная концентрация, моль/л.

Для слабых электролитов, если степень диссоциации α << 0,5, при расчетах можно принять 1 – α равной единице.

Степень диссоциации показывает долю диссоциированных молекул.

Константа диссоциации определяет во сколько раз процесс диссоциации молекул на ионы преобладает над процессом ассоциации ионов в молекулы.

концентрации, называемой активной концентрацией (или активностью) ионов.
Активная, т.е. условная

(эффективная) концентрация иона, в соответствии с которой он действует в химических реакциях, пропорциональна молярной концентрации иона:

где: α – активная концентрация иона (активность), моль/л; СМ(иона) – фактическая концентрация иона, моль/л; f – коэффициент активности иона (величина безразменая).

иона и ионной силы раствора.

Ионная сила равна полусумме произведений молярных

концентраций ионов на квадрат заряда:

где: J – ионная сила раствора; Сi – концентрация каждого иона, моль/л; zi – заряд иона.

Коэффициент активности можно рассчитать по формуле:

При значительном разбавлении растворов коэффициент активности близок к единице, т.к. действие межионных сил ослабляется из-за большого расстояния между ионами. В этом случае для приближенных расчетов вместо активности можно использовать значение концентрации.