М. Рябов: Сборник основных формул по химии для ВУЗов

Электролиты можно разделить на сильные (α ~ 1) и слабые.

Сильные электролиты(для них α ~ 1) – соли и основания, растворимые в воде, а также некоторые кислоты: HNO 3, HCl, H 2SO 4, HI, HBr, HClO 4и другие.

Слабые электролиты(для них α << 1) – Н 2O, NH 4OH, малорастворимые основания и соли и многие кислоты: HF, H 2SO 3, H 2CO 3, H 2S, CH 3COOH и другие.

Ионные уравнения реакций. Вионных уравнениях реакций сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и газы – в виде молекул. Например:

CaCO 3↓ + 2HCl = CaCl 2+ Н 2O + CO 2↑

CaCO 3↓ + 2H ++ 2Cl¯ = Са 2++ 2Cl¯ + Н 2O + CO 2↑

CaCO 3↓ + 2Н += Са 2++ Н 2O + CO 2↑

Реакции между ионамиидут в сторону образования вещества, дающего меньше ионов, т. е. в сторону более слабого электролита или менее растворимого вещества.

Применим закон действия масс к равновесию между ионами и молекулами в растворе слабого электролита, например уксусной кислоты:

CH 3COOH ↔ CH 3COО¯ + Н +

Константы равновесия реакций диссоциации называются константами диссоциации. Константы диссоциации характеризуют диссоциацию слабых электролитов: чем меньше константа, тем меньше диссоциирует слабый электролит, тем он слабее.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Н 3PO 4 ↔ Н ++ Н 2PO 4¯

Константа равновесия суммарной реакции диссоциации равна произведению констант отдельных стадий диссоциации:

Н 3PO 4 ↔ ЗН ++ PO 4 3-

Закон разбавления Оствальда:степень диссоциации слабого электролита (а) увеличивается при уменьшении его концентрации, т. е. при разбавлении:

Влияние общего иона на диссоциацию слабого электролита:добавление общего иона уменьшает диссоциацию слабого электролита. Так, при добавлении к раствору слабого электролита CH 3COOH

CH 3COOH ↔ CH 3COО¯ + Н + α << 1

сильного электролита, содержащего общий с CH 3COOH ион, т. е. ацетат-ион, например CH 3COОNa

CH 3COОNa ↔ CH 3COО¯ + Na + α = 1

концентрация ацетат-иона увеличивается, и равновесие диссоциации CH 3COOH сдвигается влево, т. е. диссоциация кислоты уменьшается.

Активность иона а – концентрация иона, проявляющаяся в его свойствах.

Коэффициент активностиf – отношение активности иона а к концентрации с: f = а/с или а =fc.

Если f = 1, то ионы свободны и не взаимодействуют между собой. Это имеет место в очень разбавленных растворах, в растворах слабых электролитов и т. д.

Если f < 1, то ионы взаимодействуют между собой. Чем меньше f, тем больше взаимодействие между ионами.

Коэффициент активности зависит от ионной силы раствора I: чем больше ионная сила, тем меньше коэффициент активности.

Ионная сила раствора I зависит от зарядов z и концентраций с ионов:

I = 0,52Σс • z 2.

Коэффициент активности зависит от заряда иона: чем больше заряд иона, тем меньше коэффициент активности. Математически зависимость коэффициента активности f от ионной силы I и заряда иона z записывается с помощью формулы Дебая-Хюккеля:

Коэффициенты активности ионов можно определить с помощью следующей таблицы:

Вода – слабый электролит – диссоциирует, образуя ионы Н +и OH¯. Эти ионы гидратированы, т. е. соединены с несколькими молекулами воды, но для простоты их записывают в негидратированной форме

Н 2O ↔ Н ++ OH¯.

На основании закона действия масс, для этого равновесия:

Концентрацию молекул воды [Н 2O], т. е. число молей в 1 л воды, можно считать постоянной и равной [Н 2O] = 1000 г/л : 18 г/моль = 55,6 моль/л. Отсюда: