Как найти константу диссоциации ch3cooh

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Степень диссоциации

Классификация электролитов

Диссоциация электролитов

Константа диссоциации

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Степень диссоциации

Вещества, которые в растворах или расплавах полностью или частично распадаются на ионы, называются электролитами.

Степень диссоциации α — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы N′ к общему числу растворенных молекул N:

α = N′/N

Степень диссоциации выражают в процентах или в долях единицы. Если α =0, то диссоциация отсутствует и вещество не является электролитом. В случае если α =1, то электролит полностью распадается на ионы.

Классификация электролитов

Согласно современным представлениям теории растворов все электролиты делятся на два класса: ассоциированные (слабые) и неассоциированные (сильные). Неассоциированные электролиты в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Для этого класса электролитов a близко к единице (к 100 %). Неассоциированными электролитами являются, например, HCl, NaOH, K₂SO₄ в разбавленных водных растворах.

Ассоциированные электролиты подразделяются на три типа:

• • 1. Слабые электролиты существуют в растворах как в виде ионов, так и в виде недиссоциированных молекул. Примерами ассоциированных электролитов этой группы являются, в частности, Н₂S, Н₂SO₃, СН₃СOОН в водных растворах.
    2. Ионные ассоциатыобразуются в растворах путем ассоциации простых ионов за счет электростатического взаимодействия. Ионные ассоциаты возникают в концентрированных растворах хорошо растворимых электролитов. В результате в растворе находятся как простые ионы, так и ионные ассоциаты. Например, в концентрированном водном растворе КCl образуются простые ионы К⁺, Cl^— , а также возможно образование ионных пар (К⁺Cl^— ), ионных тройников (K₂Cl⁺, KCl₂^— ) и ионных квадруполей (K₂Cl₂, KCl₃^2- , K₃Cl²⁺).
    3. Комплексные соединения(как ионные, так и молекулярные), внутренняя сфера которых ступенчато диссоциирует на ионные и (или) молекулярные частицы.
       Примеры комплексных ионов: [Cu(NH₃)₄]²⁺_, [Fe(CN)₆]³⁺_, [Cr(H₂O)₃Cl₂]⁺.

При таком подходе один и тот же электролит может относиться к различным типам в зависимости от концентрации раствора, вида растворителя и температуры. Подтверждением этому являются данные, приведенные в таблице.

Таблица. Характеристика растворов KI в различных растворителях

Концентрация электролита, С, моль/л	Температура t,оС	Растворитель	Тип электролита
0,01	25	Н2О	Неассоциированный (сильный)
5	25	Н2О	Ионный ассоциат
0,001	25	С6Н6	Ассоциированный (слабый)

Приближенно, для качественных рассуждений можно пользоваться устаревшим делением электролитов на сильные и слабые. Выделение группы электролитов “средней силы” не имеет смысла. Эти электролиты являются ассоциированными. К слабым электролитам обычно относят электролиты, степень диссоцииации которых мала α<<1.

Таким образом, к сильным электролитам относятся разбавленные водные растворы почти всех хорошо растворимых в воде солей, многие разбавленные водные растворы минеральных кислот (НСl, HBr, НNО₃, НСlO₄ и др.), разбавленные водные растворы гидроксидов щелочных металлов. К слабым электролитам принадлежат все органические кислоты в водных растворах, некоторые водные растворы неорганических кислот, например, H₂S, HCN, H₂CO₃, HNO₂, HСlO и др. К слабым электролитам относится и вода.

Диссоциация электролитов

Уравнение реакции диссоциации сильного электролита можно представить следующим образом. Между правой и левой частями уравнения реакции диссоциации сильного электролита ставится стрелка или знак равенства:

HCl → H⁺ + Cl^— 

Na₂SO₃ = 2Na⁺ + SO₃^2- 

Допускается также ставить знак обратимости, однако в этом случае указывается направление, в котором смещается равновесие диссоциации, или указывается, что α≈1. Например:

NaOH → Na⁺ + OH^— 

Диссоциация кислых и основных солей в разбавленных водных растворах протекает следующим образом:

NaHSO₃ → Na⁺ + HSO₃^— 

Анион кислой соли будет диссоциировать в незначительной степени, поскольку является ассоциированным электролитом:

HSO₃^—  → H⁺ + SO₃^2- 

Аналогичным образом происходит диссоциация основных солей:

Mg(OH)Cl → MgOH⁺ + Cl^— 

Катион основной соли подвергается дальнейшей диссоциации как слабый электролит:

MgOH⁺  → Mg²⁺ + OH^— 

Двойные соли в разбавленных водных растворах рассматриваются как неассоциированные электролиты:

KAl(SO₄)₂  → K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2- 

Комплексные соединения в разбавленных водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы:

K₃[Fe(CN)₆]  → 3K⁺ + [Fe(CN)₆]^3- 

В свою очередь, комплексный ион в незначительной степени подвергается дальнейшей диссоциации:

[Fe(CN)₆]^3-  → Fe³⁺ + 6CN^— 

Константа диссоциации

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие:

КА  ↔ К⁺ + А^— 

которое количественно описывается величиной константы равновесия К_д, называемой константой диссоциации:

Kд = [К⁺] · [А^—] /[КА]                             (2)

Константа диссоциации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе слабого электролита. Например, в растворе азотистой кислоты HNO₂ ионов Н⁺ больше, чем в растворе синильной кислоты HCN, поскольку К(HNO₂) = 4,6·10^— 4, а К(HCN) = 4,9·10^— 10.

Для слабых I-I электролитов (HCN, HNO₂, CH₃COOH) величина константы диссоциации К_д связана со степенью диссоциации α  и концентрацией электролита c уравнением Оствальда:

К_д = (α^2·с)/(1-α)        (3)

Для практических расчетов при условии, что α<<1 используется приближенное уравнение:

К_д = α^2·с                (4)

Поскольку процесс диссоциации слабого электролита обратим, то к нему применим принцип Ле Шателье. В частности, добавление CH₃COONa к водному раствору CH₃COOH вызовет подавление собственной диссоциации уксусной кислоты и уменьшение концентрации протонов. Таким образом, добавление в раствор ассоциированного электролита веществ, содержащих одноименные ионы, уменьшает его степень диссоциации.

Следует отметить, что константа диссоциации слабого электролита связана с изменением энергии Гиббса в процессе диссоциации этого электролита соотношением:

ΔG_T⁰ = — RTlnK_д                    (5)

Уравнение (5) используется для расчета констант диссоциации слабых электролитов по термодинамическим данным.

Примеры решения задач

Задача 1. Определите концентрацию ионов калия и фосфат-ионов в 0,025 М растворе K₃PO₄.

Решение. K₃PO₄ – сильный электролит и в водном растворе диссоциирует полностью:

K₃PO₄ → 3К⁺ + РО₄^3- 

Следовательно, концентрации ионов К⁺ и РО₄^3- равны соответственно 0,075М и 0,025М.

Задача 2. Определите степень диссоциации α_д и концентрацию ионов ОН^— (моль/л) в 0,03 М растворе NH₃·H₂О при 298 К, если при указанной температуре К_д(NH₃·H₂О) = 1,76× 10^— 5.

Решение. Уравнение диссоциации электролита:

NH₃·H₂О → NH₄⁺ + OH^—

Концентрации ионов: [NH₄⁺] = αС ; [OH^—] = αС , где С – исходная концентрация NH₃·H₂О моль/л. Следовательно:

K_д = αС · αС /(1 — αС)

Поскольку α << 1, то:

К_д ≈ α ²С

Константа диссоциации зависит от температуры и от природы растворителя, но не зависит от концентрации растворов NH₃·H₂О. Закон разбавления Оствальда выражает зависимость α слабого электролита от концентрации.

α = √(К_д / С) = √(1,76× 10^— 5 / 0,03) = 0,024 или 2,4 %

[OH^—] = αС, откуда [OH^— ] = 2,4·10^— 2·0,03 = 7,2·10^-4 моль/л.

Задача 3. Определите константу диссоциации уксусной кислоты, если степень диссоциации CH₃CОOH в 0,002 М растворе равна 9,4 %.

Решение. Уравнение диссоциации кислоты:

CH₃CОOH  → СН₃СОО^— + Н⁺.

α = [Н⁺] / С_исх(CH₃CОOH)

откуда [Н⁺] = 9,4·10—2·0,002 = 1,88·10^-4 М.

Так как [CH₃CОO^—] = [Н⁺] и [CH₃CОOH] ≈ С_исх(CH₃CОOH), то:

Kд = [Н⁺]²  / С_исх(CH₃CОOH) 

Константу диссоциации можно также найти по формуле: К_д ≈ α ²С.

Задача 4. Константа диссоциации HNO₂ при 298К равна 4,6× 10^— 4. Найдите концентрацию азотистой кислоты, при которой степень диссоциации HNO₂ равна 5 %.

Решение.

К_д =α ²С , откуда получаем С_исх(HNO₂) = 4,6·10^— 4/(5·10^— 2)² = 0,184 М.

Задача 5. На основе справочных данных рассчитайте константу диссоциации муравьиной кислоты при 298 К.

Решение. Уравнение диссоциации муравьиной кислоты

НСООН →Н⁺ + СООН^— 

В “Кратком справочнике физико–химических величин” под редакцией А.А. Равделя и А.М. Пономаревой приведены значения энергий Гиббса образований ионов в растворе, а также гипотетически недиссоциированных молекул. Значения энергий Гиббса для муравьиной кислоты и ионов Н⁺ и СООН^— в водном растворе приведены ниже:

Вещество, ион	НСООН	Н+	СООН—
ΔGT0, кДж/моль	— 373,0	0	— 351,5

Изменение энергии Гиббса процесса диссоциации равно:

ΔG_T⁰ = — 351,5- (- 373,0) = 21,5 кДж/моль.

Для расчета константы диссоциации используем уравнение (5). Из этого уравнения получаем:

lnK_д = — Δ G_T⁰/RT= — 21500/(8,31 298) = — 8,68

Откуда находим: K_д = 1,7× 10^— 4.

Задачи для самостоятельного решения

1. К сильным электролитам в разбавленных водных растворах относятся:

1. СН₃СOOH
2. Na₃PO₄
3. NaCN
4. NH₃
5. C₂H₅OH
6. HNO₂
7. HNO₃

13.2. К слабым электролитам в водных растворах относятся:

1. KAl(SO₄)₂
2. NaNO₃
3. HCN
4. NH₄Cl
5. C₂H₅OH
6. H₂SO₃
7. H₂SO₄

3. Определите концентрацию ионов NH₄⁺ в 0,03 М растворе (NH₄)₂Fe(SO₄)₂;

4. Определите концентрацию ионов водорода в 6 мас.% растворе H₂SO₄, плотность которого составляет 1,038 г/мл. Принять степень диссоциации кислоты по первой и второй ступеням равной 100 %.

5. Определите концентрацию гидроксид-ионов в 0,15 М растворе Ba(OH)₂.

6. Степень диссоциации муравьиной кислоты в 0,1 М растворе равна 4 %. Рассчитайте Концентрацию ионов водорода в этом растворе и константу диссоциации НСООН.

7. Степень диссоциации муравьиной кислоты в водном растворе увеличится при:

а) уменьшении концентрации HCOOH;

б) увеличении концентрации HCOOH;

в) добавлении в раствор муравьиной кислоты HCOONa;

г) добавлении в раствор муравьиной кислоты НCl.

8. Константа диссоциации хлорноватистой кислоты равна 5× 10^— 8. Определите концентрацию HClO, при которой степень диссоциации HClO равна 0,5 %, и концентрацию ионов Н⁺ в этом растворе.

9. Вычислите объем воды, который необходимо добавить к 50 мл 0,02 М раствора NH₃·H₂О, чтобы степень диссоциации NH₃·H₂О увеличилась в 10 раз, если К_д(NH₄OH) = 1,76·10^— 5.

10. Определите степень диссоциации азотистой кислоты в 0,25 М растворе при 298 К, если при указанной температуре К_д(HNO₂) = 4,6× 10^— 4.

Как правильно рассчитать константу диссоциации слабого электролита

Задача 94. 
Концентрация ионов Н⁺ в 0,1 М растворе СН₃СООН равна  1,3 · 10^–3 моль/дм³. Вычислите константу и степень диссоциации кислоты. 
Решение:
С_М(СН₃СООН) = 0,1 моль/дм³;
[H⁺] = 1,3 · 10^–3 моль/дм³;
K_D(CH₃COOH) = ?
α = ?

1. Вычисление степень диссоциации уксусной кислоты

Для расчета будем использовать формулу: [H⁺] = С_М · α

Тогда

α = [H⁺]/C_M(CH₃COOH) = (1,3 · 10^–3)/0,1 = 1,3 · 10^–2 или 1,3%.

2. Вычисление константы диссоциации уксусной кислоты

В случае слабых электролитов константа диссоциации определяется по формуле:

K_D = (αC_M · αC_M)/C_M(1 — α) = α²C_M/(1 — α).

Тогда

K_D(СН₃СООН) = [(α)² · С_М(СН₃СООН)]/(1 — α) = [(1,3 · 10^–2)² · 0,1]/(1 — 1,3 · 10^–2) =
= 0,0000169/0,987 = 0,0000171 = 1,71 · 10^–5. 

Ответ: K_D(СН₃СООН) = 1,71 · 10^–5; альфа = 1,3%. 
 

---

Задача 95. 
Вычислите константу диссоциации НСООН, если в растворе  w% = 0,46% и она диссоциирована на 4,2%. 
Решение:
М(НСООН) = 46 г/моль;
w% = 0,46%;
α = 4,2% или 0,042
K_D(НСООН) = ?

1. Вычисление концентрацию муравьиной кислоты

Концентрацию кислоты находим из вычисления:

С_М(НСООН) = [(w% · 1000г)/100%]/M(НСООН); СМ(НСООН) = [(0,46% · 1000г)/100%]/46 г/моль = 0,1 моль/дм3.

2. Вычисление константы диссоциации НСООН

В случае слабых электролитов константа диссоциации определяется по формуле:

K_D = (αC_M · αC_M)/C_M(1 — α) = α²C_M/(1 — α).

Тогда

K_D(НСООН) = [(0,042)² · 0,1]/(1 — 0,042) = 0,0001764/0,958 = 0,000184 или 1,84 · 10^–4.

Ответ: K_D(НСООН) = 1,84 · 10^–4. 
 

---

Задача 96. 
Вычислите константу диссоциации диметиламина, если в 0,2 М растворе он диссоциирован на 7,42%. 
Решение:
M[(CH₃)₂NH] = 45,08 г/моль;
C_M[(CH₃)²NH] = 0,2 М;
α = 7,42% или 0,0742.

1. Вычисление константы диссоциации (CH₃)₂NH

В случае слабых электролитов константа диссоциации определяется по формуле:

K_D = (αC_M · αC_M)/C_M(1 — α) = α²C_M/(1 — α).

Тогда

K_D[(CH₃)₂NH] = [(0,0742)² · 0,2]/(1 — 0,0742) = 0,0011/0,9258 = 0,0012 или 1,20 · 10^–3.

Ответ: K_D[(CH₃)₂NH] = 1,20 · 10^–3. 
 

---

Задача 97. 
Концентрация ионов Н⁺ в 0,2 М растворе C₂H₅COOH равна  1,2 · 10^–2 моль/дм³. Вычислите константу и степень диссоциации кислоты. 
Решение:
С_М(C₂H₅COOH) = 0,2 моль/дм³;
[H⁺] = 1,2 · 10^–2 моль/дм³;
K_D(C₂H₅COOH) = ?
α = ?

1. Вычисление степень диссоциации этановой кислоты

Для расчета будем использовать формулу: [H⁺] = С_М · α

Тогда

α = [H⁺]/C_M(C₂H₅COOH) = (1,2 · 10^–2)/0,2 = 6,0 · 10^–2 или 6%.

2. Вычисление константы диссоциации этановой кислоты

В случае слабых электролитов константа диссоциации определяется по формуле:

K_D = (αC_M · αC_M)/C_M(1 — α) = α²C_M/(1 — α).

Тогда

K_D(C₂H₅COOH) = [(α)² · С_М(СН₃СООН)]/(1 — α) = [(6,0 · 10^–2)² · 0,2]/(1 — 6,0 · 10^–2) = 0,00072/0,94 = 0,0000171 = 7,7 · 10^-4. 

Ответ: K_D(C₂H₅COOH) = 7,7 · 10^-4; α = 0,06%. 

---

Определите pH кислоты (0,17 нормальной уксусной кислоты (CH₃COOH)), константа диссоциации которой равна 1,75 ⋅ 10^-5.

Решение задачи

Константа и степень диссоциации слабого электролита связаны между собой соотношением:

где:

α – степень диссоциации;

K – константа диссоциации;

C– общая концентрация электролита.

Определить pH кислоты

Получаем:

Определяем концентрацию ионов водорода [H⁺]:

[H⁺] = 0,17 ⋅ 1 ⋅ 10^-2 = 0,17 ⋅ 10^-2 (моль/л).

Определим pH кислоты (CH₃COOH) по формуле:

Водородный показатель (pH) раствора численно равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода в этом растворе.

Получаем:

pH (CH₃COOH) = -lg 0,17 ⋅ 10^-2 = 2,77.

Ответ:

водородный показатель раствора 2,77.

Изучая
свойства растворов электролитов, С.
Аррениус ввёл понятие «степень
диссоциации», предположив, что некоторые
электролиты не могут полностью
диссоциировать на ионы.

Степенью
диссоциации  называется отношение
числа молекул, распавшихся в растворе
на ионы, к общему числу молекул электролита
в растворе.

(1)

где:
N(X)
– число продиссоциировавших молекул
электролита X;

N₀(X)
– общее число молекул электролита X
в растворе.

Степень
диссоциации ()
зависит от следующих факторов:

– от
природы электролита и растворителя;

– концентрации
электролита;

– температуры.

Степень
диссоциации можно также выразить через
количество вещества по формуле:

(2)

где
n(X)
– количество молей продиссоциировавшего
вещества X;

n_0б(X)
– общее количество молей вещества X
в растворе;

N_a
–
число Авогадро.

Количество вещества
можно выразить через молярную концентрацию
раствора и объём раствора, поэтому
степень диссоциации можно также
определить как отношение молярной
концентрации продиссоциировавшего
вещества к молярной концентрации всего
вещества, находящегося в растворе.

( 3)

где
[Х] – молярная концентрация
продиссоциировавшего вещества X;

[Х₀]
– общая молярная концентрация вещества
X
в растворе.

Электролиты
можно разделить на 2 большие группы:
электролиты сильные и слабые.

Сильные
электролиты
диссоциируют в растворах полностью и
процесс диссоциации необратим:
HNO₃

H⁺
+ NO₃^–
. Из этого следует, что степень
диссоциации сильного электролита равна
1.

Сильными
электролитами являются:

–все
растворимые соли;

– гидроксиды
щелочных и щелочно-земельных металлов
(NaOH,
KOH,
Ba(OH)₂;

– некоторые
кислоты (H₂SO₄,
HNO₃,
HCl,
HBr,
HI.

Для
слабых электролитов степень диссоциации
α < 1,
поскольку слабые электролиты диссоциируют
лишь частично, и
процесс диссоциации обратим, т.е.
в растворе устанавливается динамическое
равновесие между ионами и
непродиссоциировавшими молекулами.

Основные
слабые электролиты:

– вода
H₂O;

– гидроксиды
Al(OH)₃^;

Обратимый
характер диссоциации слабых электролитов
отражается при записи уравнений.

CH₃COOH
⇆
CH₃COO^–
+ H⁺

H₃PO₄
⇆
H⁺
+ H₂PO₄^–

H₂PO₄^–
⇆
H⁺
+ HPO₄^2–

HPO₄^2–
⇆
H⁺
+ PO₄^3–

4 Константа диссоциации

К
равновесию, которое устанавливается в
растворе слабого электролита между
молекулами и ионами, можно применить
законы химического равновесия и записать
выражение константы равновесия.

Ниже
приводится выражение константы равновесия
для процесса диссоциации уксусной
кислоты CH₃COOH
⇆
CH₃COO^–
+ H⁺.

К
онстанта
равновесия, соответствующая процессу
диссоциации слабого электролита,
называется
константой
диссоциации.

Величина
константы диссоциации зависит от природы
электролита и растворителя, температуры,
но не зависит от концентрации электролита
в растворе.

Она
характеризует способность данной
кислоты или данного основания распадаться
на ионы: чем легче электролит диссоциирует
на ионы, тем больше константа диссоциации.

Константа
диссоциации является справочной
величиной.

Ступенчатая
диссоциация электролитов. Многоосновные
кислоты и многокислотные основания
диссоциируют ступенчато.

Каждая
стадия ступенчатой диссоциации
многоосновной кислоты характеризуется
своей константой диссоциации.

H₃PO₄
⇆
H⁺
+ H₂PO₄^–

H₂PO₄^–
⇆
H⁺
+ HPO₄^2–

HPO₄^2–
⇆
H⁺
+ PO₄^3–

Аналогичные
соотношения характеризуют и ступенчатую
диссоциацию оснований многовалентных
металлов.

Fe(OH)₂
⇆
FeOH⁺
+ OH^–

F

eOH⁺
⇆
Fe²⁺
+ OH^–

При
ступенчатой диссоциации веществ распад
по первой ступени всегда происходит в
гораздо большей степени, чем по второй;
по второй стадии – больше, чем по третьей
и т.д. Иначе говоря, соблюдается
неравенство:

K₁
>> K₂
> K₃
> … .

Это
объясняется тем, что энергия, необходимая
для отрыва иона от нейтральной молекулы,
меньше, чем от заряженной частицы.
Например, отрыв иона H⁺
будет происходить более легко от
нейтральной частицы – молекулы H₃PO₄,
чем от отрицательно заряженного иона
H₂PO₄^–.
В свою очередь, отрыв иона H⁺
от однозарядного иона H₂PO₄^–
требует меньшей энергии, чем от
двухзарядного иона HPO₄^–.

Кислые
и основные соли также диссоциируют
ступенчато, например:

Нетрудно заметить,
что диссоциация гидроаниона или
гидроксокатиона идентична второй или
третьей ступени диссоциации соответствующих
кислоты или основания и потому подчиняется
тем же закономерностям, которые были
сформулированы для ступенчатой
диссоциации кислот и оснований. В
частности, ес­ли основная соль
соответствует слабому основанию, а
кислая соль — слабой кислоте, то диссоциация
гидроаниона или гидроксокатиона (т. е.
вторая или третья ступень диссоциации
соли) протекает в незначительной степени.

Во всякой
кислородсодержащей кислоте и во всяком
осно­вании (имеются в виду кислоты и
основания в традиционном понимании)
имеются гидроксогруппы. Разница между
кислотой и основанием заключается в
том, что в первом случае диссо­циация
происходит по связи ЭО—Н, а во втором
— по связи Э—ОН.

Амфотерные
гидроксиды диссоциируют и как основания,
и как кислоты (и те и другие очень слабые).
Так, ионизацию гидроксида цинка можно
представить следующей схемой (без учета
гидратации образующихся ионов):

Прибавление кислоты
смещает эти равновесия влево, а
при­бавление щелочи — вправо. Поэтому
в кислой среде преобладает диссоциация
по типу основания, а в щелочной — по
типу кисло­ты. В обоих случаях связывание
в молекулы воды ионов, обра­зующихся
при диссоциации малорастворимого
амфотерного электролита, вызывает
переход в раствор новых порций таких
ионов, их связывание, переход в раствор
новых ионов и т. д. Следовательно,
растворение такого электролита происходит
как в растворе кислоты, так и в растворе
щелочи.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

5.3.  Электролитическая диссоциация. Степень и
константа диссоциации

Как вы знаете из уроков физики, растворы
одних веществ способны проводить электрический ток, а других — нет. Чтобы
опытным путём проверить эту способность у растворов различных веществ,
воспользуемся следующим прибором.

Он состоит из стакана, в который наливают
раствор исследуемого вещества. На стакан ставят пластинку из эбонита с
вмонтированными в неё двумя угольными электродами, к клеммам которых
присоединены провода. Один из них соединён с лампочкой. Выходной контакт от
лампочки и провод от другой клеммы идут к источнику тока. Если раствор, налитый
в стакан, проводит электрический ток, то лампочка загорается, и чем лучше эта
способность, тем ярче горит лампочка. Проводят электрический ток растворы
солей, щелочей, кислот.

Растворы сахара, спирта, глюкозы и
некоторых других веществ не проводят электрический ток.

Почему же растворы электролитов проводят
электрический ток?

Шведский учёный Сванте Аррениус, изучая
электропроводность растворов различных веществ, пришёл в 1877 г. к выводу, что
причиной электропроводности является наличие в растворе ионов, которые
образуются при растворении электролита в воде.

С. Аррениус, который придерживался
физической теории растворов, не учитывал взаимодействия электролита с водой и
считал, что в растворах находятся свободные ионы. В отличие от него русские
химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили к объяснению
электролитической диссоциации химическую теорию Д. И. Менделеева и доказали,
что при растворении электролита происходит химическое взаимодействие
растворённого вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а
затем они диссоциируют на ионы. Они считали, что в растворах находятся не
свободные, не «голые» ионы, а гидратированные, т. е. «одетые в шубку» из
молекул воды.

Молекулы воды представляют собой диполи (два полюса), так как атомы водорода
расположены под углом 104,5°, благодаря чему молекула имеет угловую форму.
Молекула воды схематически представлена ниже.

Как правило, легче всего диссоциируют
вещества с ионной связью и соответственно с ионной кристаллической решёткой,
так как они уже состоят из готовых ионов. При их растворении диполи воды
ориентируются противоположно заряженными концами вокруг положительных и отрицательных
ионов электролита.

Между ионами электролита и диполями воды
возникают силы взаимного притяжения. В результате химическая связь между ионами
ослабевает, и происходит переход ионов из кристалла в раствор. Очевидно, что
последовательность процессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной
связью (солей и щелочей), будет такой:

1)
ориентация молекул — диполей воды около ионов кристалла;

2)
гидратация (взаимодействие) молекул воды с противоположно заряженными ионами
поверхностного слоя кристалла;

3)
диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

Упрощённо происходящие процессы можно
отразить с помощью следующего уравнения:

Аналогично диссоциируют и электролиты, в
молекулах которых ковалентная полярная связь (например, молекулы хлороводорода
НСl),

только в этом случае под влиянием диполей
воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ионную, и
последовательность процессов, происходящих при этом, будет такая:

1)
ориентация молекул воды вокруг полюсов молекулы электролита;

2)
гидратация (взаимодействие) молекул воды с молекулами электролита;

3)
ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в
ионную);

4)
диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

Уравнение диссоциации соляной кислоты:

В растворах электролитов хаотически
движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и объединиться. Этот обратный
процесс называют ассоциацией.

Свойства гидратированных и
негидратированных ионов различаются. Например, негидратированный ион меди Си²⁺ — бесцветный в безводных кристаллах
сульфата меди (II) CuSO₄ и
имеет голубой цвет, когда гидратирован, т. е. связан с молекулами воды Си²⁺ • пН₂O. Гидратированные
ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды.

В растворах электролитов наряду с ионами
присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации, которую обозначают греческой буквой α («альфа»).

Степень
диссоциации электролита
определяют опытным путём и выражают в долях или в процентах. Если α = 0, то
диссоциация отсутствует, а если α = 1, или 100%, то электролит полностью
распадается на ионы. Электролиты имеют различную степень диссоциации, т. е.
степень диссоциации зависит от природы электролита. Она также зависит и от
концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается.

По степени электролитической диссоциации
электролиты разделяют на сильные и слабые.

Cильные электролиты при растворении в воде практически
полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени
диссоциации стремится к единице в разбавленных растворах.

К сильным электролитам относят:

1)
практически все соли;

2) сильные
кислоты, например: H₂SO₄, HCl, HNO₃;

3) все щёлочи,
например: NaOH, КОН.

Слабые электролиты при растворении в воде почти не
диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации
стремится к нулю.

К слабым электролитам относят:

1) слабые
кислоты, например: H₂S, H₂CO₃, HNO₂;

2) водный
раствор аммиака NH₃ •
Н₂O.

Константа
диссоциации (ионизации)

При растворении
слабого электролита АК в растворе установится равновесие:

                                                         
КА ⇌ К⁺ + А^— 

которое количественно
описывается величиной константы равновесия К_д, называемой константой
диссоциации:

                 (13.2)

Константа
диссоциации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем
больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе слабого электролита.
Например, в растворе азотистой кислоты HNO₂ ионов Н⁺ больше, чем в растворе синильной
кислоты HCN, поскольку К(HNO₂) = 4,6·10^— 4, а К(HCN) = 4,9·10^— 10.

Для
слабых I-I электролитов (HCN, HNO₂,
CH₃COOH) величина константы диссоциации К_д связана со степенью диссоциации α  и концентрацией электролита c уравнением Оствальда:

.
                  (13.3)

Для практических
расчетов при условии, что α <<1
используется приближенное уравнение

К_д

.
                  (13.4)

Поскольку
процесс диссоциации слабого электролита обратим, то к нему применим принцип Ле
Шателье. В частности, добавление CH₃COONa к водному раствору CH₃COOH
вызовет подавление собственной диссоциации уксусной кислоты и уменьшение
концентрации протонов. Таким образом, добавление в раствор ассоциированного
электролита веществ, содержащих одноименные ионы, уменьшает его степень
диссоциации.

Следует
отметить, что константа диссоциации слабого электролита связана с изменением
энергии Гиббса в процессе диссоциации этого электролита соотношением:

D G_T⁰ = — RTlnK_д .
                  (13.5)

Уравнение
(13.5) используется для расчета констант диссоциации слабых электролитов по
термодинамическим данным.

 Процесс диссоциации электролитов является равновесным
и, как любой равновесный процесс, характеризуется константой равновесия,
которая в этом случае называться константой диссоциации. Рассмотрим пример
диссоциации  уксусной кислоты, которая  протекает по
уравнению:

CH₃COOH  ↔   CH₃COO^— + H⁺

^{молекулярная
форма                ионная
форма}

Поскольку уксусная  кислота является слабым
электролитом, то равновесие процесса диссоциации сдвинуто в сторону
молекулярной формы кислоты. Запишем выражение для константы равновесия этого
процесса по закону действующих масс:

      [H⁺]_рав [CH₃COO^—]_рав

К_рав =К_дис =    ¾¾¾¾¾¾¾¾¾  =  1,8
10^—5

[CH₃COOH]_рав

        По
своему смыслу К_дис  определяет степень
необратимости процесса диссоциации. К_дис не зависит от
концентрации слабого электролита в растворе, а зависит только от температуры и
природы электролита. Значение  К_дис  говорит о
силе электролита — чем больше значение К_дис , тем сильнее
электролит.

HCN ↔ H⁺ + CN^—         К_дис = 4
10^-4

HNO₂ ↔ H⁺ + NO₂^—     К_дис =
7,2 10^-10

Из сравнения значений К_дис  для уксусной,
синильной и азотистой кислот видно, что HCN сильнее HNO₂ , а
уксусная кислота — сильнее HNO₂, но слабее HCN.

УПРАЖНЕНИЯ

Решение:
 K₃PO₄ – сильный электролит и в водном
растворе диссоциирован  нацело:

K₃PO₄ → 3 К⁺ + РО₄^3- .

Следовательно, концентрации ионов К⁺ и РО₄^3- равны соответственно 0,075М и
0,025М.

_____________________________________________________________

Решение:  Уравнение диссоциации электролита:

NH₄OH ⇌ NH₄⁺ + OH^—.

Концентрации ионов: [NH₄⁺] = ca ; [OH^—] = ca ,
где c – исходная концентрация NH₄OH
моль/л. Следовательно:

Поскольку a << 1, то К_д » сa ². Константа диссоциации

зависит от температуры и от природы растворителя, но не зависит от
концентрации растворов NH₄OH. Закон разбавления Оствальда выражает
зависимость a слабого электролита от концентрации.

или 2,4 %

 , откуда [OH^— ] = 2,4·10^— 2·0,03 = 7,2·10^-4 моль/л.

_____________________________________________________________

Решение: Уравнение диссоциации
кислоты:

CH₃CОOH ⇌ СН₃СОО^— +
Н⁺.

,

откуда [Н⁺] = 9,4·10^— 2·0,002 =
1,88·10^— 4 М.

.

Так как [CH₃CОO^—]
= [Н⁺] и [CH₃CОOH] » c_исх(CH₃CОOH),
то

.

Константу диссоциации
можно также найти по формуле: К_д » ca ².

_____________________________________________________________

Решение:

К_д  ca ² , откуда получаем c_исх(HNO₂) =
4,6·10^— 4/(5·10^— 2)² =
0,184 М.

_____________________________________________________________

Решение:  Подставим данные задачи в уравнение
закона разбавления

К = a²С_м/(1 –a) = (1,32∙10^-2)²∙0,1/(1–0,0132)
= 1,77∙10^-5, откуда

рК = – lg (1,77∙10^-5) = 4,75.

Расчет по приближенной формуле К = a²С_м приводит к близкому значению К:

К = (1,32∙10^-2)² ∙0,1= 1,74∙10^-5 , откуда рК=4,76.

_____________________________________________________________

ЗАДАНИЯ  ДЛЯ  САМОСТОЯТЕЛЬНОГО
РЕШЕНИЯ

1.     Сильными электролитами являются:
а) разбавленный водный раствор серной кислоты	б) все ответы верны
в) водный раствор гидроксида калия	г) водный раствор хлорида натрия
2.     Электролитическая диссоциация угольной кислоты обратима, так кА эта кислота:
а) сильная	б) неустойчивая
в) слабая	г) нерастворима в воде
3.     Вещество, при диссоциации которого образуются катиона Na+  и H+ , а также анионы   SO32- является:
а) кислотой	б) щелочью
в) средней солью	г) кислой солью
4.     Укажите формулы веществ, которые в водном растворе диссоциируют ступенчато:
а)FeCl3	б) PO4
в) NaHCO3	г) KOH
5.     Концентрация какой из частиц наименьшая в водном растворе сернистой кислоты:
а) H+	б)HSO3—
в)SO32-	г)H2O
6.     Какие из веществ, формулы которых приведены ниже, могут диссоциировать как по типу кислоты, так и по типу основания:
а) CH3COOH	б) Н2О
в) Ba(OH)2	г)Zn(OH)2
7.     Вещества, которые при диссоциации в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы, называются:
а) солями	б) кислотами
в) щелочами	г) амфотерными гидроксидами
8.     Окраска лакмуса изменяется в:
а) воде	б) растворе гидроксида железа (III)
в) растворе серной кислоты	г) растворе хлорида натрия
9.     Сколько молекул электролита  продиссоциирует  из каждых 120 внесенных в раствор, если степень диссоциации равна 20%:
а) 96	б) 120
в) 20	г) 24
10.                        Степень диссоциации одноосновной кислоты равна 0,4. Какое суммарное число ионов приходится в ее растворе на каждые 100 нераспавшихся молекул (ответ округлите до целых):
а)111	б) 67
в) 133	г)200

Ответы:

1	б
2	в
3	г
4	в
5	в
6	г
7	в
8	в
9	г
10	в