Теоретическое введение

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Цель работы: изучить теоретические основы равновесия в водных растворах электролитов и экспериментально определить константу диссоциации слабого электролита.

Теоретическое введение

Современная теория растворов основана на представлениях С. Аррениуса о частичной диссоциации электролитов. Характеристикой раствора электролита является его степень диссоциации α, представляющая собой отношение числа распавшихся на ионы частиц N_дис к их общему числу до диссоциации N_общ:

α = (1)

Процесс диссоциации электролитов является обратимым, так как находящиеся в растворе противоположно заряженные ионы могут вновь соединяться в молекулы. Для частиц, диссоциирующих на два иона:

КА К⁺ + А^-

где К⁺ и А^- - катион и анион. Состояние равновесия характеризуется константой электролитической диссоциации К_дис, связанной с молярными концентрациями с (К⁺) катионов, анионов с (А^-) и молекул электролита с (КА) соотношением:

(2)

Константа электролитической диссоциации связана со степенью диссоциации и молярной концентрацией электролита с с(Х) выражением, известным под названием закона разведения Оствальда:

(3)

Для слабых электролитов увеличение эквивалентной электропроводимости с разбавлением связано с увеличением степени диссоциации электролита, что приводит к повышению числа ионов. При бесконечном разбавлении α ≈ 1, т.е. все молекулы диссоциированы полностью и λ_V = λ_∞. В общем случае:

λ_V = αλ_∞ или α = (4)

Уравнение (5) позволяет рассчитать константу диссоциации К_дис слабого электролита.

Подставив в уравнение (4) значение α = , получим:

К_дис = (5)

В сильных электролитах молекулы полностью диссоциированы на ионы, между которыми возникают силы электролитического взаимодействия. В результате такого взаимодействия вокруг каждого иона группируется избыток ионов противоположного знака, которые образуют вокруг него ионную атмосферу (ионное облако). Этот ион является центральным и одновременно может входить в состав одной или нескольких ионных атмосфер других ионов, что обусловливает сложное взаимодействие между ионами.

Для учета взаимного притяжения ионов, взаимодействия растворенного вещества с растворителем и других явлений для сильных электролитов введено понятие активности раствора, соответствующее их активной концентрации и действующей при химических реакциях.

С разбавлением раствора силы межионного взаимодействия уменьшаются и значения активности приближаются к значению молярной концентрации. Активность связана с молярной концентрацией раствора соотношением

(6)

где f- коэффициент активности

При увеличении разбавления раствора коэффициент активности f приближается к единице, а его активность становится равной молярной концентрации – a=c(x)

Величина коэффициента активности зависит от общего ионного состава раствора и концентрации ионов.

В разбавленных растворах сильных электролитов эквивалентная электропроводимость линейно зависит от корня квадратного из концентрации электролита.

(7)

Постоянная А зависит от природы электролита, растворителя и температуры и экспериментально определяется тангенсом угла наклона

прямой к оси абсцисс.

(8)

рис. (1) рис. (2)