§ 89. Сильные электролиты

Целый ряд веществ при растворении оказывается распределенным в растворе не в виде молекул, а в виде заряженных частей молекул — ионов (при этом положительные ионы называют катионами, а отрицательные — анионами). Такие вещества называют сильными электролитами. О веществе, растворенном в виде ионов, говорят, что оно при растворении диссоциирует, а самое явление называют электролитической диссоциацией.

При растворении в воде сильными электролитами являются почти все соли, некоторые кислоты (например, НС1, НВг, HI, HN03), а также некоторые основания (NaOH, КОН). У солей катионом является металл, а анионом — кислотный остаток (например, NaQ-HS(a+ -J-C1-). Кислоты диссоциируют на катион Н+ и анион — кислотный остаток (HNOs->-H+ -f-NOj); наконец, щелочи — на металлический катион и анион ОН~, называемый гидроксилом (NaOH-> ^Na++OH~).

Явление электролитической диссоциации наблюдается и в некоторых других растворителях. Однако сильнее всего оно выражено именно в водных растворах.

Если в воде растворены одновременно два каких-либо сильных электролита, например NaCl и КВг, то не имеет смысла говорить о таком растворе, как о растворе именно NaCl и КВг. В действительности в нем находятся только отдельные ноны К+ , Na+ , СП , Вг~ . Поэтому тот же раствор можно было бы с равным правом назвать и раствором NaBr и КО, вернее, оба утверждения лишены содержания.

В реакциях между сильными электролитами в растворе участвуют в действительности только отдельные ионы, так как целых молекул в растворе нет. Поэтому теплота реакции между сильными электролитами зависит только от ионов, непосредственно участвующих в реакции, и не зависит от того, какие еще ионы имеются в растворе (если, конечно, раствор является слабым). Рассмотрим, например, реакцию нейтрализации сильных кислот щелочью. Не точно писать, например, реакцию нейтрализации NaOH с НС1 в виде NaOH+HCl=NaCl+H20. В действительности реагируют только ионы Н+ и ОН" , соединяясь в воду: Н+ 4--i-OH_=H20. Очевидно, что эта реакция одинакова для

всех сильных кислот и щелочей, независимо от природы металла и кислотного остатка. Поэтому и теплота этой реакции одинакова для нейтрализации любой сильной кислоты любой сильной щелочью. Отнесенная на моль кислоты и моль щелочи, она равна 57 кдж:

Рассмотрим насыщенный раствор какого-либо мало растворимого сильного электролита, например насыщенный раствор AgCl в воде. По определению понятия насыщенности этот раствор находится в равновесии с твердым AgCl. Это равновесие можно рассматривать как химическое равновесие реакции

где Ag+ и С1~ находятся в растворе, a AgCl — в твердом состоянии: сколько молекул AgCl за 1 сек переходит в раствор, столько же их за то же время осаждается путем соединения ионов из раствора. Поскольку, с другой стороны, раствор слабый (так как растворимость AgCl мала), то можно применить закон действующих масс. Помня, что надо учитывать в нем только концентрации растворенных веществ, находим

где квадратными скобками обозначены молярные концентрации (число молей в литре воды). Постоянная К (являющаяся, конечно, функцией температуры) называется произведением растворимости для данного электролита. Так, для AgCl при комнатной температуре K=l -Ю-10 (моль/л)2; для СаС03 i(=M0-« (моль/л)2.

Таким образом, произведение концентрации анионов и катионов в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита есть постоянная величина. Если в воде кроме AgCl не растворено никаких других солей, содержащих ионы Ag и О, то концентрации [Ag+] и [С1~1 совпадают с растворимостью с0 хлористого серебра. Отсюда следует, что

Пусть теперь к насыщенному раствору AgCl добавляется некоторое количество какой-либо другой (хорошо раство-

римой) соли соляной кислоты, например NaCl. Тогда часть AgCl выделится из раствора в виде твердого осадка. Действительно, прибавление NaCl увеличивает концентрацию ионов С1~, а концентрация Ag+ остается прежней; поэтому часть AgCl должна выделиться, чтобы произведение [Ag+] [С1~] осталось неизменным.