ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Ионные равновесия и обменные реакции в растворах электролитов из "Введение в теорию химических процессов" Ионную концентрацию находят умножением мольной концентрации электролита на степень диссоциации а и на число п, показывающее, сколько ионов данного вида образуется при распаде одной молекулы. [c.177] Закон действующих масс в виде (IV.30) справедлив лишь для слабых электролитов в их разбавленных растворах. При его применении к концентрированным растворам и к растворам сильных электролитов необходимо учитывать поправочные коэффициенты (см. стр. 179 и сл.). [c.177] Чем больше К, тем значительнее диссоциация электролита. Так, увеличение К в ряду кислот СНзСООН — H2 I OOH — H I2 OOH — СОяСООН, обусловленное отталкиванием электронов от связи ОН электроотрицательным атомом хлора, означает вместе с тем и рост а в этом ряду. [c.178] Константа электролитической диссоциации К является характерной величигюй для данного электролита и растворителя и зависит лишь от температуры. Повышение температуры оказывает различное влияние на К (рис. 59). Для многих веществ К проходит через максимум. В соответствии с принципом Ле Шателье это объясняется переменой знака ДЯрасти, связанной с различным влиянием температуры на электролитическую диссоциацию молекул и на гидратацию ионов. [c.179] Можно предположить, что сильные электролиты в растворах полностью распадаются на ионы. Спектральные и оптические исследования подтверждают отсутствие в растворе сильных электролитов нейтральных молекул, в то время как в растворах слабых электролитов недиссоции-рованные молекулы обнаруживаются. Но тогда следовало бы ожидать, что для раствора Na l i = 2. Однако этого не наблюдается. Только в предельно разбавленных растворах поваренной соли значение i приближается к двум. [c.179] Такое взаимодействие ионов друг с другом и растворителем отражается на скорости их движения в электрическом поле, что ведет к понижению электропроводности с концентрацией. [c.180] Кроме описанных явлений, в растворах сильных электролитов при повышенных концентрациях может происходить ассоциация ионов. Так, в водных растворах, например, установлено образование ионов ВаС1 Ag l2, Ь1С12 и др. При разбавлении эти частицы диссоциируют. Поэтому с повышением концентрации сильных электролитов даже при полной их диссоциации происходят изменения свойств раствора, аналогичные тому, как если бы при этом уменьшалась степень диссоциации электролита. Ясно, что эти изменения ш связаны с изменением истинной степени диссоциации, как это имеет место у слабых электролитов, а обусловливаются проявлением кажущейся степени диссоциации. Последняя, в свою очередь, не отражается концентрацией раствора, чем и обусловливается неприменимость закона действующих масс при подстановке в него истинных концентраций растворов электролитов. [c.180] Для предельно разбавленных растворов, где отсутствуют силы взаимодействия ионов из-за их отдаленности друг от друга, а = с, т. е. 7 = 1. [c.181] Величину 7 часто рассматривают как кажущуюся степень диссоциации сильных электролитов. Активность ионов, так же как и концентрация, выражается в г-ион1л и является как бы их эффективной концентрацией. [c.181] Активность и коэффициент активности можно определить экспериментально по повышению точек кипения и понижению точек отвердевания растворов, а также по давлению пара над раствором и другими методами. [c.181] Подобная картина характерна и для других миогоосновных кислот первый ион водорода отрывается от молекулы легче, последующие все труднее, так как возрастает отрицательный заряд кислотного остатка. Поэтому обычно в растворе фосфорной кислоты ионов рС 4 почти нет. [c.182] Способность миогоосновных кислот диссоциировать ступенчато объясняет их склонность к образованию кислых солей. [c.182] Как мы уже отмечали, коистапта диссоциации, в отличие от степени диссоциации, не меняется с разбавлением раствора. Поэтому она является важной характеристикой слабого электролита. [c.182] Если на силу бескислородных кислот Н Э влияет природа Э, то сила кислородсодержащих кислот ЭО (ОН) зависит как от природы Э, так и от значений тип. Правда, ввиду большой электроотрицательности атома кислорода он оттягивает электроны от связей О—И поэтому влияние п не является существенным. О сказанном можно судить по значениям первой константы диссоциации кислородсодержащих кислот в водных растворах С1(0Н), В(ОН)з, 51(0Н)4, Те(ОН)б п = 0) являются слабыми кислотами (для нихЛ 1 10- ) НО(ОН), 50(0Н)2, /0(0Н)5 (п == 1) — значительно сильнее (для них К1 = Ю- -ьЮ- ) Ы02(0Н), 502(0Н)2 (п = 2) — сильные кислоты. [c.182] Этим объясняется способность оснований многовалентных металлов (многоатомные основания) образовать основные соли, т. е. соли, в составе которых имеются гидроксид-ионы, например, Fe(0H) l2, Си2(ОН)2СОз и др. [c.183] При этом в кислой среде равновесие сдвигается влево, в щелочной — вправо. Это находится в соответствии с законом действующих масс. [c.183] Оба процесса приводят к образованию очень слабого электролита Н2О. [c.183] В последних двух ступенях равновесие сдвинуто влево поэтому ионов в растворе кислых солей очень мало. [c.184] Вернуться к основной статье