Электролитическая диссоциация в растворах

При растворении в воде или других растворителях кислоты, основания и соли подвергаются электролитической диссоциации, полностью или частично распадаясь на ионы. Отношение числа продиссоциированных молекул к числу растворенных называют степенью диссоциации. В зависимости от величины степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют полностью на ионы, т.е имеют степень диссоциации равную единице. Слабые электролиты диссоциируют частично.

Уравнение диссоциации сильных электролитов представляют диссоциацию как необратимый процесс

HCl H⁺ + Cl^-

NaOH Na⁺ + OH^-

Малорастворимые соли относятся к сильным электролитам. В растворе они диссоциируют практически нацело. Однако процесс растворения и диссоциации в этом случае обратимый – обратимая реакция происходит на границе раздела твердого вещества и раствора.

Константы равновесия, описывающие процесс растворения малорастворимых солей, называют произведениями растворимости:

BaSO₄ (тв) Ba²⁺(р) + SO₄^2-(р);ПР_BaSO4 = [Ba²⁺][SO₄^2-]

Слабые электролиты диссоциируют обратимо, при этом обычно степень диссоциации бывает небольшой и значительная часть слабого электролита существует в недиссоциированном состоянии. Константы равновесия, описывающие диссоциацию слабых электролитов, называют константами диссоциации:

HClO H⁺ + ClO^-; = 5

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, степень диссоциации первой и второй ступени различаются количественно:

H₂S H⁺ + HS^–; = 8,9

HS^- H⁺ + S^2-; = 1,3

Слабые основания – гидроксиды металлов – тоже диссоциируют ступенчато. Также малорастворимые гидроксиды характеризуются и произведениями растворимости.

Вода является слабым электролитом, ее электролитическая диссоциация описывается уравнением

H₂O H⁺ + OH ^– = 1,8

Вследствие малой степени диссоциации концентрацию недиссоциированных молекул можно принять равной общей концентрацией воды (с_H2O = 1000/18) и общую концентрацию воды как величину постоянную в разбавленных растворах объединить с концентрацией равновесия

=

Таким образом, в воде и разбавленных водных растворах произведение концентрации ионов водорода на концентрацию гироксид-ионов есть величина постоянная, при 25°С равная 10^-14. Это произведение называют ионным произведение воды и обозначают Kw. Концентрацию ионов водорода и гироксид-ионов в этом произведении выражают в моль/л.

В химии принято концентрации ионов водорода и гироксид-ионов выражать в логарифмических единицах, в виде так называемых водородного показателя pH и гидроксильного показателя pOH.

Пример № 1

Рассчитайте рН и рОН 10^-3 М раствора хлороводородной кислоты.

Решение.

Хлороводородная кислота является сильным электролитом; следовательно, [H⁺]=10^-3 моль/л, а

= = моль/л;

= -lg 10^-3 = 3;

= -lg 10^-11 = 11.

Ответ: рН = 3, рОН = 11.

Пример № 2

Рассчитайте концентрацию ионов водорода с рН = 7,42

Решение.

= с = 10^-рН = 10^-7,42 = 3,8 ∙ 10^-8 моль/л.

Ответ: рН = 3,8 ∙ 10^-8 моль/л

Пример № 3

Вычислите рН уксусной кислоты с концентрацией равной 0,04 моль/лрКа (CH₃COOH) = 4,76рКа = -lgКд.

Решение.

CH₃COOH– слабый электролит, диссоциирует частично, поэтому с(CH₃COOH) не равна c(H⁺).

Для расчета рН в растворах слабых электролитов используется формула:

Ответ: рН = 3,08

Пример № 4

Рассчитайте рН в 5% растворе муравьиной кислоты, если степень ее диссоциации равна 0,01%, а плотность раствора составляет 1,012 г/мл.

Решение. Муравьиная кислота слабая и диссоциирует обратимо: HCOOH = H⁺ + COO^-, поэтому расчет рН ведем с учетом степени ее диссоциации

; α – степень диссоциации

=

Ответ: рН = 3,96

Пример № 5

В результате гидролиза гидрокарбоната натрия в его растворе создается слабощелочная среда. Рассчитайте рН раствора, содержащего 10 г гидрокарбоната натрия в 200 мл раствора, если степень гидролиза равна 0,01%.

Решение.

1. Гидролиз солей процесс обратимый;

NaHCO₃+ HOH = NaOH + H₂O + CO₂

HCO₃^- + HOH = OH^- + CO₂ + H₂O

В результате гидролиза образуются ОН^- ионы , т.е среда в растворе щелочная.

2. Концентрация ОН^-ионов определяется по формуле

с(ОН-) = h ∙ c(NaHCO₃), где h– степень гидролиза соли, а c(NaHCO₃) – молярная концентрация гидрокарбоната в растворе

= 0,59 моль/л;

с(ОН-) = 0,0001 ∙ 0,59 = 5,9 ∙ 10 ^{– 5} моль/л;

3. = -lg5,9 ∙ 10 ^{– 5} = 4,22

4. рН + рОН = 14; рН = 14 – 4,22 = 9,78

Ответ: рН = 9,78