1.2. Растворы сильных и слабых электролитов

Изучение данной темы способствует формированию следующих компетенций: ОК-1, ПК-2, ПК-3.

Теоретическое пояснение: В водных растворах сильные электролиты пол-ностью диссоциированы на ионы. Эффективную, условную молярную концен-трацию иона называют активностью (а) иона (i). Она связана с молярной концентрацией по уравнению а_i = ^.C_i, где   коэффициент активности. Коэффициент активности для различных ионов изменяется при изменении концентрации раствора: в концентрированных растворах  < 1, а в разбавленных приближается к единице. Коэффициент активности зависит от межионных взаимодействий, которые учитваются ионной силой раствора (I). Её вычисляют по уравнению , гдеC_i  молярная концентрация i-того иона; Z _i  заряд i-того иона в единицах заряда электрона.

Между коэффициентом активности и ионной силой раствора существует зависимость (уравнение Дебая-Гюккеля):

В отличие от сильных электролитов в водных растворах слабых электролитов не все молекулы электролита распадаются на ионы, а лишь небольшая их часть. Этот процесс количественно характеризуется степенью электролитической диссоциации (), которая в зависимости от силы электролита принимает

18

значения 0 <  < 1; для сильных электролитов  > 0,3, для слабых  < 0,03, а для электролитов средней силы 0,03 <  < 0,3. Степень электролитической диссоциации равна, где

N_i  число молекул электролита, распавшихся на ионы;

N  общее число молекул электролита в растворе (число молекул электролита, введенных в растворитель);

С_i  молярная концентрация молекул электролита, распавшихся на ионы;

С  молярная концентрация электролита;

 _i  количество вещества электролита, распавшегося на ионы;

  количество вещества электролита, введённого в раствор.

Степень электролитической диссоциации зависит от ряда параметров, в том числе от концентрации, что делает её неудобной величиной для количественной характеристики процесса диссоциации. Независящей от концентрации слабого электролита в растворе является константа диссоциации. В растворе слабого электролита (кислоты HAn или основания KtOH) устанавливается химическое равновесие: HAn  H⁺ + An^ (1)

KtOH  Kt⁺ + OH^ (2)

количественно характеризуемое константой диссоциации: K_а  для слабой кислоты HAn, K_b  для слабого основания KtOH.

K и  связаны между собой. Согласно закона разбавления Оствальда для слабой кислоты или слабого основания при 1   1, K_д = ^2.С. Следовательно, для одноосновной слабой кислоты: [H⁺] =, [H⁺] = C^., а для слабого однокислотного основания: [OH^] =, [OH^] = C^..

Примеры решения задач

Пример 1. Вычислите константу диссоциации уксусной кислоты, если  для 0,1 М раствора её равна 1,35%.

Дано: С(СН3СООН) = 0,1 M  = 1,35% = 0,0135 Ka = ?

Решение: CH3COOH  CH3COO^ + H^+ Ka = ^2.С; Ka = (1,35^.10^^2)^2^.0,1 = 1,82^.10^^5 Ответ: Ka = 1,82^.10^^5.

Пример 2. В 1 л 0,01 М раствора уксусной кислоты содержится 6,26^.10²¹ её молекул и ионов. Определите изотонический коэффициент и степень диссоциации СН₃СООН.

Дано: V(p-pa) = 1 л C(CH3COOH) = 0,01 M N(всех частиц) = 6,26^.10^21 i = ?  = ?

Решение: CH3COOH  CH3COO^ + H^+ (CH3COOH) = C^.V(р-ра) = 0,01 моль N (молекул) = 6,02.10^23^.0,01 = 6,02^.10^21

19

3)= 1,04

4) = 0,04 или 4%.

Ответ: i = 1,04;  = 4%.

Пример 3. Вычислите ионную силу раствора, содержащего в 1 л 0,005 моль Cu(NO₃)₂ и 0,001 моль Al₂(SO₄)₃, активность ионов Cu²⁺ в растворе ( = 1 г/мл).

Дано: (Cu(NO3)2) = 0,005 моль (Al2(SO4)3) = 0,001 моль V(H2O) = 1 л  = 1 г/мл I(p-pa) = ? а(Cu^2+) = ?

Решение: Cu(NO3)2 = Cu^2+ + 2NO3^ (1) Al2(SO4)3 = 2 Al^3+ + 3 SO4^2^ (2) I =

1. по уравнению (1): (Cu²⁺) = 0,005 моль, (NO₃^) = 2^.0,005 = 0,01моль.

2) по уравнению (2): (Al³⁺) = 2^.0,001моль, (SO₄^2) = 3^.0,001= 0,003 моль.

3) I(p-pa) =[0,005^.2² + 0,001 (1)² + 0,002^.3² + 0,003^.( 2)²] = 0,03 (моль/л).

4) а(Cu²⁺) = f^. C(Cu²⁺); = 1,66; f = 0,46.

а(Cu²⁺) = 0,46^.0,005 = 0,0023 (моль/л).

Ответ: I(p-pa) = 0,03 моль/л; а(Cu²⁺) = 0,0023 моль/л.

Пример 5. Определите концентрацию ионов ОН^ и степень диссоциации аммиака в 0,01М растворе, зная что K_b = 1,77^.10^5.

Дано: C(NH3) = 0,01 моль/л Kb = 1,77^.10^^5 [OH^] = ?,  = ?

Решение: NH3 + H2O  NH4^+ + OH^ [OH^] =

1. [OH^] = = 4,2^.10^4 (моль/л);

2.  == 4,2^.10^2 или = =4,2^.10^2.

Ответ: [OH^] = 4,2^.10^4 моль/л;  = 4,2^.10^2.