Электрическая проводимость водных растворов. Электролиты.

Вещества, которые растворяются в воде с образованием растворов, проводящих электрический ток, называются электролитами. Процесс распада веществ на ионы называется электролитической диссоциацией. Электролитическая диссоциация – процесс обратимый.

К⁺А^– + n H₂O ↔K⁺(H₂O)_х + А^–(Н₂О)_n-x.

Для количественной оценки процесса диссоциации используют степень диссоциации и константу диссоциации.

Степень электролитической диссоциации α равна отношению распавшихся на ионы молекул к общему числу молекул электролита, введенных в раствор:

α = n · 100 %/N

где n – число распавшихся на ионы молекул;

N – общее число молекул.

Степень диссоциации электролитов зависит от концентрации растворов: с уменьшением концентрации она растет.

Процесс электролитической диссоциации удобнее характеризуют константой диссоциации. Константа электролитической диссоциации K_дис представляет собой постоянную химического равновесия в растворе электролита.

K_дис = α²  С/(1 – α),

где α – степень диссоциации электролита;

С – концентрация вещества в растворе, моль/л.

По степени диссоциации электролиты принято делить на сильные; слабые и средней силы. Деление электролитов на слабые, средние и сильные носит условный характер и зависит от природы растворителя, концентрации электролита и других факторов.

Для водных растворов сильные электролиты ( > 30%) – это почти все соли, многие неорганические кислоты НNO₃, H₂SO₄, НMnO₄, НС1О₄, НС1О₃, НС1, НВr, HJ, основания щелочных и щелочноземельных металлов LiOH и т.д.

Слабые ( < 3%) – это Н₂S, HCN, H₂SiO₃, H₃BO₃, Н₂СО_3; гидроксиды d- элементов Сu(OH)₂, Cr(OH)₃), а также NH₄OH, Ве(ОН)₂, вода, НNO₂, немногие соли Fe(CNS)₃, HgCl₂, Hg(CN₂), CdI₂, СdCl₂, Pb(CH₃COO)₂, ZnCl₂, ZnI₂.

Средней силы (3% <  <30%) – некоторые органические и неорганические кислоты (щавелевая Н₂С₂О₄, муравьиная НСООН, Н₂SO₃, Н₃РО₄ и др.), Mg(OH)₂.

Электролиты, которые в растворе ионизируются одновременно по кислотному и основному типам называются амфолитами.

Ионизация воды. Водородный показатель.

Вода является очень слабым электролитом, но тем не менее ее молекулы также диссоциируют на ионы Н₂О ↔ Н⁺+ОН^-

Согласно уравнению равновесия можно записать:

К_дис = [H⁺]  [OH^–] / [H₂O]

При 22 °С константа ионизации воды равна 1,80·10^-16. Поскольку вода – очень слабый электролит, то концентрация недиссоциированных молекул может быть принята равной общему числу моль в 1л, т.е. [H₂O] = 1000 / 18 = 55,56 моль/л.

Следовательно, мы можем записать:

[Н⁺]  [ОН^-] = K_дис (Н₂О)  [H₂O] = 1,80·10^-16  55,56 = 10^-14 = K_W

Видно, что концентрации Н⁺ и ОН^– равны, тогда С(Н⁺) = С(ОН^–) = 10^-7 моль/л.

При добавлении кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а соответственно уменьшается [OH^–], т.к. ионное произведение воды при данной температуре есть величина постоянная.

Характеризовать кислотность среды числами с отрицательными показателями степени неудобно. Обычно используют водородный показатель рН – отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов:

рН = – lg[H⁺]

Тогда, для нейтральной среды рН = – lg 10^–7 =7, для кислых растворов рН < 7, для щелочных рН > 7.

Аналогично реакцию среды можно характеризовать гидроксильным показателем:

рОН = – lg[OH^–]

Для воды рН = рОН = 7, а изменение рОН в кислых и щелочных растворах противоположено изменению рН.

Прологарифмировав ионное произведение воды, получим

[H⁺] · [OH^–] =10^-14

lg[H⁺] + lg [OH^–] = –14

Изменим знаки на обратные:

–lg[H⁺] – lg [OH^–] = 14

pH + pOH =14

Равновесие между ионами Н⁺ и ОН^– существует не только в воде, но и во всех водных растворах. Поэтому указанное соотношение может характеризовать кислотность и основность различных сред.