6. Растворы электролитов Цель работы

Приобретение навыков приготовления растворов, наблюдение процессов, протекающих в растворах электролитов, закрепление теории растворов электролитов.

Теоретическое введение

Электролиты – это вещества, молекулы которых распадаются (диссоциируют) в растворах или расплавах на ионы. Вследствие этого растворы или расплавы электролитов проводят, в отличие от неэлектролитов, электрический ток. К электролитам относятся соли, кислоты, основания.

Количественной характеристикой процесса диссоциации является степень диссоциации  – отношение числа молекул электролита, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе. Степень диссоциации выражается либо в долях единицы, либо в процентах. Например, для 0,1 н раствора СН₃СООН  = 0,013 (или 1,3 %).

По величине степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные электролиты диссоциированы в водных растворах практически нацело. Например,

NaCl  Na⁺ + Cl^-.

Слабые электролиты диссоциируют только частично, в их растворах вместе с ионами существуют и молекулы, причем меж-ду молекулами и ионами устанавливается подвижное равновесие. Процесс диссоциации записывается так:

СН₃СООН  Н⁺ + СН₃СОО^-.

При равновесии процесс диссоциации характеризуется константой равновесия

К_с = [Н⁺]^.[ СН₃СОО] / [ СН₃СООН],

которая называется константой диссоциации К_д .

К слабым электролитам относится и вода. Диссоциация воды:

Н₂О  Н⁺ + ОН^-.

Выражение константы диссоциации воды имеет вид

К_д = [Н⁺]^.[ ОН^-] / [Н₂О], отсюда [Н⁺]^. [ ОН^-] = К_д [Н₂О].

Так как степень диссоциации воды очень мала, то равновесную концентрацию [Н₂О] можно считать равной концентрации чистой воды, т. е. 1000:18 = 55,55 моль/л. И тогда произведение двух постоянных величин К_д [Н₂О] – также величина постоянная. Она обозначается (К_В) и называется ионным произведением воды.

К_В = 10^-7х10^-7 = 10^-14 моль²/л², Т = 298 К.

Ионное произведение воды остается при данной температуре величиной постоянной, поэтому зная концентрацию одного из ионов, можно вычислить концентрацию другого. Например, при [Н⁺] = 10^-5 моль/л.

[ОН^-] = К_В/[Н⁺] = 10^-14/10^-3 = 10^-11 моль/л.

На основании этого и кислый, и нейтральный, и щелочной растворы можно охарактеризовать концентрацией ионов водо-рода: нейтральный раствор [Н⁺] = 10^-7 моль/л, кислый раствор [Н⁺] > 10^-7 моль/л, щелочной раствор [Н⁺] < 10^-7 моль/л.

Кислотность или щелочность раствора можно выразить и водородным показателем рН. Это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода

рН = – lg [Н⁺].

Водородный показатель растворов можно измерить различными способами. Простейший метод – измерение рН с помощью индикаторов – веществ, меняющих свою окраску в зависимости от рН среды. Наиболее употребительными являются метиловый оранжевый, фенолфталеин, лакмус. Интервал значений рН, в котором скачком меняется окраска индикатора, называется интер- валом перехода индикатора.

У метилового оранжевого интервал перехода находится в области рН = 3,1…4,4. Если рН <3,1, метиловый оранжевый имеет розовую окраску, при рН > 4,4 – желтую, в области 3,1…4,4 – оранжевую. Интервал перехода лакмуса составляет 6…8 единиц рН. При рН < 6 лакмус окрашен в красный цвет, при рН > 8 – в синий, внутри интервала перехода – в фиолетовый. Интервал перехода фенолфталеина 8,2…10, т.е. находится в щелочной области. При рН < 8 он бесцветен, при рН > 10 окрашен в малиновый цвет.

В лабораторной практике распространена также универсальная индикаторная бумага.