7.2.1. Факторы, влияющие на степень диссоциации электролитов

В первую очередь степень диссоциации определяется природой электролита:

Диссоциации подвергаются вещества с ионным или близким к ионному типом химической связи.

Особую роль играет растворитель:

Диссоциация сильнее протекает в полярном растворителе и слабее в неполярном растворителе.

Действительно, при замене растворителя степень диссоциации электролитов может резко возрасти или уменьшиться.

Процесс диссоциации, как правило, является эндотермическим, поэтому:

С ростом температуры степень диссоциации увеличивается.

При постоянной температуре сравнительную силу слабых электролитов определяют две величины: степень диссоциации  и константа диссоциации . Эти величины являются взаимо-связанными.

(27)

Данное соотношение выражает закон разведения Оствальда.

Для слабых электролитов  << 1, поэтому можно записать:

или:

.

(28)

Таким образом, закон Оствальда можно сформулировать следующим образом:

Степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.

Наконец, на степень диссоциации слабого или среднего электролита может оказать влияние состав раствора.

Пример 1. Определить, как изменится степень и константа диссоциации уксусной кислоты, если к ее раствору добавить небольшое количество ацетата натрия.

Решение.

Уксусная кислота  слабый электролит, который диссоциирует обратимо:

CH₃COOH ⇄ H⁺ + CH₃COO^.

Ацетат натрия CH₃COONa  сильный электролит и диссоциирует полностью:

CH₃COONa Na⁺  CH₃COO^.

Согласно принципу Ле Шателье при повышении концентрации ионов CH₃COO^ равновесие диссоциации уксусной кислоты смещается влево, концентрация молекулярной формы увеличивается, а концентрация диссоциированной формы, наоборот, уменьшается. Таким образом, степень диссоциации кислоты снижается.

Константа диссоциации CH₃COOH не изменяется, так как не зависит от концентрации вещества.

Таким образом можно заключить:

Присутствие в растворе одноименных ионов снижает степень диссоциации.

7.2.2. Реакции в растворах электролитов

Ранее отмечалось, что реакции обмена, протекающие в растворах, являются необратимыми, если в результате образуется газ, осадок или вода. Теория электролитической диссоциации позволяет сделать важное дополнение:

Реакция обмена, протекающая в растворе, является необратимой и в том случае, если в результате образуется слабый электролит.

Так, реакция между ацетатом натрия и соляной кислотой является практически необратимой (равновесие сильно смещено вправо), так как в результате образуется слабый электролит  уксусная кислота:

CH₃COONa + HCl NaCl  CH₃COOH.

Пример 1. Определить, какая из приведенных реакций является необратимой:

а) между сульфатом меди и хлоридом натрия;

б) между карбонатом натрия и хлоридом кальция.

Написать уравнения в молекулярном и ионном виде.

Решение.

Реакция между сульфатом меди и хлоридом натрия является обратимой, так как образующиеся вещества являются сильными электролитами.

В молекулярном виде уравнение выглядит так:

CuSO₄ + 2NaCl ⇄ Na₂SO₄ + CuCl₂

В ионном виде:

Cu²⁺ + SO₄^2 + 2Na⁺ + 2Cl^ ⇄ 2Na⁺ + SO₄^2 + Cu²⁺ + 2Cl^

Реакция между карбонатом натрия и хлоридом кальция является необратимой, так как в результате образуется осадок:

Молекулярное уравнение:

CaCl₂ + Na₂CO₃ CaCO₃↓  2NaCl

Полное ионное уравнение:

Ca²⁺ + 2Cl^ + 2Na⁺ + CO₃^2 CaCO₃↓  2Na⁺ + 2Cl^

Сокращенное ионное уравнение:

Ca²⁺ + CO₃^2 CaCO₃↓

Пример 2. Привести два молекулярных уравнения, соответс-твующих сокращенному ионному: Ba²⁺ + SO₄^2 BaSO₄↓.

Решение.

1) Ba(OH)₂ + H₂SO₄ BaSO₄↓ + 2H₂O;

2) BaCl₂ + Na₂SO₄ BaSO₄↓ + 2NaCl.

Пример 3. Определить концентрации ионов в 1 л раствора, содержащего 0,05 моль K₂SO₄ и 0,1 моль Na₃PO₄.

Решение.

Обе соли являются растворимыми, следовательно, диссоциируют полностью:

K₂SO₄ 2K⁺ + SO₄^2

Na₃PO₄ 3Na⁺ + PO₄^3

Согласно закону стехиометрических соотношений:

C(K⁺) = 2C(K₂SO₄) = 20,05 = 0,1 моль/л;

C(SO₄^2) = C(K₂SO₄) = 0,05 моль/л;

C(Na⁺) = 3C(Na₃PO₄) = 30,1 = 0,3 моль/л;

C(PO₄^3) = C(Na₃PO₄) = 0,1 моль/л.

Примеры решения задач

Задача №1

Определить константу диссоциации кислоты HA, если в растворе этой кислоты с концентрацией 0,1 моль/л  = 24%.

Решение.

По величине степени диссоциации можно определить, что данная кислота является электролитом средней силы. Следовательно, для расчета константы диссоциации кислоты используем закон разведения Оствальда в его полной форме:

Задача №2

Определить концентрацию электролита, если   10%, K_д  10^4.

Решение.

Из закона разведения Оствальда:

находим:

Задача №3

Степень диссоциации одноосновной кислоты HA не превышает 1%. (HA) = 6,410^7. Определить степень диссоциации HA в ее растворе с концентрацией 0,01 моль/л.

Решение.

По величине степени диссоциации можно определить, что данная кислота является слабым электролитом. Это позволяет использовать приближенную формулу закона разведения Оствальда:

Задача №4

Степень диссоциации электролита в его растворе с концен-трацией 0,001 моль/л равна 0,009. Определить константу диссоциации этого электролита.

Решение.

Из условия задачи видно, что данный электролит является слабым (  0,9%). Поэтому:

Задание для самостоятельной работы

1. Написать уравнение электролитической диссоциации: KBr, H₂SO₄, Cu(NO₃)₂, Fe₂(SO₄)₃, H₂SO₃, Al(OH)₃, NaH₂PO₄.

2. Определить концентрации ионов в 1 л раствора, содержащего 0,2 моль Al(NO₃)₃ и 0,4 моль Cr₂(SO₄)₃.

3. Определить, какие из приведенных реакций являются необратимыми:

а) между сульфатом меди и хлоридом бария;

б) между карбонатом натрия и азотной кислотой;

в) между сульфатом натрия и бромидом калия;

г) между нитратом серебра и иодидом калия;

д) между гидроксидом кальция и соляной кислотой;

е) между сульфидом аммония и нитратом свинца;

ж) между хлоридом аммония и гидроксидом натрия.

Написать уравнения в молекулярном и ионном виде.

4. Привести два молекулярных уравнения, соответствующих сокращенному ионному:

а) Cu²⁺ + 2OH^ Cu(OH)₂;

б) CO₃^2 + 2H⁺ CO₂ + H₂O;

в) 3Ca²⁺ + 2PO₄^3 Ca₃(PO₄)₂;

г) 2Н⁺ + S^2 H₂S;

д) HCO₃^ + OH^ CO₃^2 + H₂O

4. Рассчитать величину одноосновной кислоты HA, если при С(HA)  0,12 моль/л степень диссоциации кислоты  равна 8%.

5. Вычислить молярную концентрацию электролита в растворе, если   0,75%, а  10^5.

6.  (HNO₂)  410^4. Сравнить силу HNO₂ с силой одноосновной кислоты HA, степень диссоциации которой в растворе с С(HA)  3,610^5 моль/л равна 10%.