Короткі теоретичні відомості. За станом (поведінкою) у розчинах речовини поділяються на неелектроліти й електроліти

За станом (поведінкою) у розчинах речовини поділяються на неелектроліти й електроліти. Неелектроліти – речовини, які існують у розчині тільки у вигляді молекул. Електроліти – речовини, які дисоціюють (розпадаються) у розчині на іони.

Кількісною мірою дисоціації електроліту є ступінь дисоціації, a:

a = ; 0< a 1, або 0 < a 100%.

До сильних електролітів, що дисоціюють повністю (a @ 1) відносяться луги, тобто розчинні у воді основи лужних і лужноземельних металів, сильні кислоти (HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃ та деякі інші), а також розчинні у воді солі (див. додаток, табл. 5).

У рівняннях процесів електролітичної дисоціації сильних електролітів прийнято писати знак рівності, слабких – знак оборотності (Û, або ). Перший знак означає, що відповідна речовина у розчині існує повністю у вигляді іонів (молекули майже відсутні); другий знак означає, що встановлюється рівновага, яка характеризується сталими концентраціями як молекул (їх більшість), так і іонів. Наприклад:

NaOH = Na⁺ + OH^-;

HNO₃ = H⁺ + NO₃^2-;

NH₄OH Û NH₄⁺ + OH⁺;

H₂S Û H⁺ + HS^- - перший ступінь,

HS^- Û H⁺ + S^2- - другий ступінь.

Як було сказано раніше, будь-який оборотний процес (також і процес дисоціації) у стані рівноваги характеризується константою рівноваги, а в даному випадку – константоюелектролітичної дисоціації, K _Д, наприклад:

K _Д(NH₄OH) = << 1;

K _Д1(H₂S) = ,

K _Д2(H₂S) = ; K _Д2 << K _Д1.

Чим слабший електроліт, тим менше значення його K _Д.

Для слабких одноосновних кислот і однокислотних основ маємо:

С _дис.(кисл.) = [H⁺] і С _дис.(осн.) = [OH^-],

тому a = і a = .

При розв’язанні задач цього розділу потрібно пам’ятати закон розбавлення, згідно з яким чим більше розбавлений розчин, тим більший ступінь його дисоціації:

K _Д» С a².

Кислотність розчинів вимірюють концентрацією іонів Гідрогену [H⁺] або значенням водневого показника рН:

pН = - lg[H⁺].

Якщо [H⁺] = 1×10^-7 моль/л, рН = 7, то маємо нейтральне середовище,

[H⁺] > 1×10^-7 моль/л, pH < 7 - кисле,

[H⁺] < 1×10^-7 моль/л, pH > 7 - лужне.

Для розбавлених розчинів: рН + рОН = 14.

Приклад. Розрахувати рН і рОН розчину слабкої одноосновної кислоти та константу її дисоціації, якщо концентрація розчину дорівнює 0,005 моль/л, а ступінь її дисоціації в цьому розчині a = 20%.

Розв’язання. Для слабкої одноосновної кислоти

[H⁺] = a С (кисл.) = 0,2 × 0,005 = 0,01 моль/л).

Отже, pН = - lg[H⁺] = - lg(1×10^-2) = 2, тоді рОН = 14 –2 = 12.

Константа дисоціації дорівнює: K _Д» С a² = 0,005 × 0,2² = 2 × 10^-4.

Дата добавления: 2015-05-24