Цель работы: ознакомится с электропроводностью растворов, ионными равновесиями в растворах электролитов.

Согласно теории электролитической диссоциации электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Этот процесс можно выразить уравнением:

Как видно из уравнения, этот процесс равновесный, а следовательно, константа равновесия может быть выражена через равновесные концентрации:

Константа равновесия характеризует диссоциацию вещества в растворах и носит название константа диссоциации.

Величина  зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора.

Константа диссоциации () является величиной, характеризующий способность электролита к диссоциации. Например:

Константа диссоциации уксусной и угольной кислоты соответственно равны:

Сравнивая значения этих констант, можно сказать, что у угольной кислоты способность к диссоциации на ионы меньше, чем у уксусной.

Степень диссоциации  и константа диссоциации слабого электролита связанны между собой зависимостью (закона Оствальда):

где  - разведение раствора, л/моль.

Все электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые электролиты. Сильные растворы в водных электролитах диссоциируют полностью. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

В растворах электролитов осуществляется межионное взаимодействие, обусловленное силами притяжения и отталкивания. Наиболее заметны межионные взаимодействия в растворах сильных электролитов. Для  количественной характеристики межионных взаимодействий используется ионная сила раствора I (полусумма произведений концентраций всех ионов, присутствующих в растворе, на квадрат их заряда):

Зная ионную силу раствора I, можно найти коэффициент f, позволя­ющий определить некоторую величину А (активность), формально заменяющую концентрацию С при математических описаниях свойств растворов электролитов:

 - коэффициент активности иона, который является функцией ионной силы раствора I и заряда иона .

Количественной характеристикой способности электролита проводить электрический ток является электрическая проводимость. Различают удельную  и молярную  электрическую проводимость.

Сильные электролиты диссоциируют в растворе полностью, но на гра­нице малорастворимого сильного электролита с раствором ионы из осадка переходят в раствор и вновь возвращаются на поверхность твердого ве­щества, т.е. устанавливается равновесие между осадком и его ионами. Например: .

Растворение вещества происходит до тех пор, пока не установится равновесие между осадком и его ионами в растворе. В момент наступления равновесия раствор становится насыщенным. Количественно это равновесие можно охарактеризовать константой равновесия:

Так как концентрация твердой соли - величина постоянная, то, умножая величину константы равновесия на эту концентрацию, мы получаем новую константу: .

Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций ионов является величиной постоянной при дан­ной температуре. Эта величина называется произведением растворимости : .

Зная величину произведения растворимостей, можно вычислить кон­центрацию труднорастворимого электролита в насыщенном растворе. Напри­мер:

откуда  ионов . Здесь величину ПР, можно рассчитать, выпадет или нет данное вещество в осадок. Например, если 0,001 моль  поместить в 1л воды, то все это количество соли растворится, так как величина  меньше . Следовательно, этот раст­вор будет не насыщенным.

• Водородный показатель среды рН.
• Электропроводность растворов.
• Смещение ионного равновесия.
• Образование осадков и произведение растворимости.
• Контрольные вопросы и задачи.