Лабораторная работа 6 электролитическая диссоциация. Растворы электролитов

1. Основные понятия теории электролитической диссоциации

Электролиты – это вещества, которые при растворении в полярных растворителях в результате взаимодействия с молекулами последних распадаются на заряженные частицы - ионы. Это явление называется электролитической диссоциацией. К электролитам относятся кислоты, основания и соли. Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему чис­лу растворенных молекул электролита называется степенью дис­социации (ά). Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах.

В зависимости от степени диссоциации электролиты условно разделяют на сильные, средние и слабые. Степень диссоциации сильных электролитов больше 30%, средних — от 2 до 30%, слабых — ниже 2% (в 0,1 н. растворах).

К сильным электролитам относятся: 1) почти все соли (кроме CdCl2, HgCl2, Pb(CH3COO)2, Fe(SCN)3 и некоторых других); 2) кислоты: HHal (кроме НF) , HNO3, H2SO4, HClO4, HCOOH; 3) гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.

К слабым и средним электролитам относятся: 1) большинство органических кислот; 2) минеральные кислоты: H2CO3, H2S, HCN, HNO2, H2SiO3, H3BO3, HClO, H3PO4, H3PO3, H3AsO4, H3AsO3, H2SO3, НF; 3) большинство оснований металлов (кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH4ОН.

При разбавлении раствора степень диссоциации увеличивается. Поэтому при сравнении силы электролитов необходимо брать раст­воры одинаковой нормальности. Для хорошо растворимых электро­литов существует свой предел разбавления, в рамках которого кон­центрация ионов в единице объема увеличивается с разбавле­нием вследствие увеличения степени диссоциации. Выше этого пре­дела концентрация ионов уменьшается за счет сильного увеличения объема раствора.

Об относительной силе электролитов можно судить по электро­проводности их растворов, а также по химической активности в не­которых реакциях.

Истинная степень диссоциации сильных электролитов в растворах любой концентрации равна 100%. Однако вследствие электро­статического притяжения противоположно заряженных ионов, ко­торое особенно значительно в концентрированных растворах, актив­ность ионов снижается и сильный электролит ведет себя так, как если бы он находился в состоянии неполной диссоциации. Поэтому дис­социацию сильных электролитов принято количественно характе­ризовать кажущейся степенью диссоциации.

Для всех остальных электролитов электролитическая диссоциа­ция является процессом обратимым:

КnАm ↔ nК + + mА -

Поэтому в растворах электролитов имеет место равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. Константа равновесия этого обратимого процесса называется константой электролитической диссоциации:

где [К + ] и [А - ] — концентрации в растворе катионов и анионов в моль/л, [KnAm] — концентрация недиссоциированных моле­кул в моль/л. Для данного электролита значение константы электролитической диссоциации постоянно при определенной темпе­ратуре и в отличие от степени диссоциации не зависит от концент­рации.

Диссоциация электролитов в водных растворах сопровож­дается гидратацией ионов, т. е. взаимодействием их с полярными молекулами воды. Так, например, в воде по существу нет ионов Zn 2+ или ионов Сг 3+ , а имеются гидратированные комплексные ионы [Zn (Н20)4] 2+ и [Сг (Н20)6] 3+ .

Процесс электролитической диссоциации кислоты следовало бы выражать уравнением: НА + nН2О = Н30 + + А(Н20)n -

Н3О + — ион гидроксония, определяющий общие свойства кислот. Гидратация катионов осуществляется по донорно-акцепторному механизму, а анионов — за счет водородной связи.

На практике обычно пользуются упрощенными уравнениями без учета гидратации ионов:

HN03 ↔ H + + N03 - NaOH ↔ Na + + OH -

Свойства водных растворов кислот и оснований определяются теми ионами, на которые они диссоциируют.

Кислоты можно определить как электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах в качестве катионов только ионы водорода, а основания - как электролиты, образующие в качестве анионов только гидроксид-ионы.

Многоосновные кислоты диссоциируют обычно постепенно (сту­пенчатая диссоциация):

причем по первой ступени степень диссоциации больше, чем по вто­рой.

Ступенчатая диссоциация характерна и для оснований, содер­жащих несколько гидроксогрупп в молекуле:

1) Mg (OH) ↔ MgOH + + OH - 2) MgOH + ↔ Mg 2+ + OH -

Ступенчатость диссоциации кислот и оснований обусловливает возможность образования кислых и основных солей.

Известны электролиты, которые при диссоциации образуют и ионы водорода, и гидроксид-ионы. Такие соединения называются амфотерными.

Практически амфотерность соединения можно определить по способности его образовывать соли как с кислотами, так и со щелочами. Примером амфотерного электролита может служить гидроксид алюминия Al(OH)3. Уравнения реакций Al(OH)3 с кислотой и с основанием без учёта фактора гидратации могут быть представлены следующим образом.

Характер диссоциации гидроксидов ЭОН зависит от сравни­тельной степени полярности связей: Э—О и О—Н, которая опреде­ляется в основном величинами условных радиусов и зарядов ионов элементов, образующих гидроксид. Если полярность связи Н—О больше полярности связи Э—О, гидроксид диссоциирует по кислот­ному типу, например:

Если полярность связи Н—О меньше полярности связи Э—О, гид­роксид диссоциирует по основному типу, например:

Если полярность связи Н—О примерно равна полярности связи Э—О, то гидроксид диссоциирует по амфотерному типу; например, простейшим амфотерным соединением является вода: