Курсовая работа: Электролиты и их свойства

При введении в раствор слабого электролита одноименных ионов (т. е. ионов, одинаковых с одним из ионов, образующихся при диссоциации электролита) равновесие диссоциации нарушается и смещается в направлении образования недиссоциированных молекул, так что степень диссоциации электролита уменьшается. Так, прибавление к раствору уксусной кислоты ее соли (например, ацетата натрия) приведет к повышению концентрации ионов СН₃ СОО - и, в соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие диссоциациисместится влево.

СНзСООН Н⁺ + СН₃ СОО^-

В растворах многоосновных кислот, а также оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, устанавливаются ступенчатые равновесия, отвечающие последовательным стадиям диссоциации. Так, диссоциация ортофосфорной кислоты протекает в три ступени,каждой из которых отвечает определенное значение ступенчатой константы диссоциации. Поскольку К₁ >> К₂ >>К₃ , то в наибольшей степени протекает диссоциация по первой ступени, а при переходе к каждой последующей стадии степень диссоциации, как правило, резко уменьшается.

Н₃ РО₄ ↔Н⁺ + Н₂ РО₄ ^- (К₁ =7,5 ^. 10^-3 )

Н₂ РО₄ ^- ↔ Н⁺ + НРО₄ ^2- (К₂ =6,3 ^. 10^-8 )

НРО₄ ^2- ↔ Н⁺ + РО₄ ^3- (К₃ =1,3 ^. 10^-12 )

Диссоциация электролита приводит к тому, что общее число частиц растворенного вещества (молекул и ионов) в растворе возрастает по сравнению с раствором неэлектролита той же молярной концентрации. Поэтому свойства, зависящие от общего числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества (коллигативные свойства), — такие, как осмотическое давление, понижение давления пара, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания — проявляются в растворах электролитов в большей степени, чем в равных по концентрации растворах неэлектролитов. Если в результате диссоциации общее число частиц в растворе электролита возросло в iраз по сравнению с числом его молекул, то это должно быть учтено при расчете осмотического давления и других коллигативных свойств. Формула для вычисления понижения давления ∆р пара растворителя приобретает в этом случае следующий вид:

∆р= р₀ in₂ /п₁ + in₂

Здесь

р₀ — давление насыщенного пара над чистым растворителем;

п₂ — число молей растворенного вещества;

п₁ — число молей растворителя;

i— изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа.

Аналогично понижение температуры кристаллизации ∆t_крист и повышение температуры кипения ∆t_кип раствора электролита находят по формулам

∆t_крист =iKm

∆t_кип =iEm

где m— моляльная концентрация электролита, а К и Е — соответственно, криоскопическая постоянная и эбуллиоскопическая постоянная растворителя.

Наконец, для вычисления осмотического давления (Р, кПа) раствора электролита используют формулу

Р =iCRT

где С — молярная концентрация электролита, моль/л; R— газовая постоянная (8,31 Дж ^. моль^{-1 .} К^-1 ); Т — абсолютная температура, К.

Нетрудно видеть, что изотонический коэффициент iможет быть вычислен как отношение ∆р , ∆t_крист , ∆t_кип , Р, найденных на опыте, к тем же величинам, вычисленным без учета диссоциации электролита (∆р_выч , ∆t_{крист.выч,} ∆t_{кип.выч,} Р_выч ):

i=∆р/∆р_выч =∆t_крист /∆t_{крист.выч} =∆t_кип /∆t_{кип.выч} =Р/ Р_выч

Изотонический коэффициент iсвязан со степенью диссоциации электролита а соотношением

i=1+a (k - 1) или

где k— число ионов, на которые распадается при диссоциации молекула электролита (для КСlk = 2, для ВаСl₂ и Na₂ SO₄ k=3 и т. д.).

Таким образом, найдя по опытным величинам ∆р, ∆t_крист и т. п. значение i, можно вычислить степень диссоциации электролита в данном растворе. При этом следует иметь в виду, что в случае сильных электролитов найденное таким способом значение а выражает лишь «кажущуюся» степень диссоциации, поскольку в растворах сильные электролиты диссоциированы полностью. Наблюдаемое отличие кажущейся степени диссоциации от единицы связано с межионными взаимодействиями в растворе.

1.2 Сильные электролиты. Активность ионов

Сильными электролитами называются такие электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (т.е. диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. К ним относятся большинство солей, которые уже в кристаллическом состоянии построены из ионов, гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, некоторые кислоты (НСl, HBr, HI, HClO₄ , HNO₃ ).

В растворах сильных электролитов концентрация ионов довольно велика, так что силы межионного взаимодействия заметно проявляются даже при малой концентрации электролита. В результате ионы оказываются не вполне свободными в своем движении, и все свойства электролита, зависящие от числа ионов, проявляются слабее, чем следовало бы ожидать при полной диссоциации электролита на не взаимодействующие между собой ионы. Поэтому для описания состояния ионов в растворе пользуются, наряду с концентрацией ионов, их активностью, т. е. условной (эффективной) концентрацией ионов, в соответствии с которой они действуют в химических процессах. Активность иона а (моль/л) связана с его молярной концентрацией в растворе С соотношением