Электролитическая диссоциация


 

В зависимости от характера химической связи в веществе оно может переходить в жидкий растворитель в виде атомов, молекул или ионов. В растворителе эти частицы подвергаются сольватации (гидратации). Дальнейшая судьба сольватированных молекул и ионов может быть различной. Молекулы могут диссоциировать на ионы, а ионы рекомбинировать с образованием молекул.

Если перешедшие в жидкость молекулы растворяемого вещества и молекулы (частицы) растворителя полярны, то сольватированные молекулы растворяемого вещества в результате взаимодействия с молекулами растворителя с большой вероятностью диссоциируют на положительные и отрицательные ионы (катионы и анионы соответственно): АВ ® A+ + B-.

Наличие ионов в растворе делает его электропроводящим, т. е. электролитом. Поэтому такой процесс образования ионов в растворе называется электролитической диссоциацией. В дальнейшем будем называть ее просто диссоциацией. Большая часть водных растворов неорганических веществ с ионным или ковалентным полярным типом связи (основания, кислоты, соли) является электролитами.

Если ионов в растворе нет, то он не проводит электрический ток и является неэлектролитом. Примером могут служить растворы, образованные неполярными органическими и неорганическими молекулами, такие как раствор бензола в толуоле, сахара в воде и т.д.

Наличие в растворе противоположно заряженных ионов, независимо от способа их образования, обусловливает вероятность их рекомбинации (ассоциации) с образованием молекул: A+ + B- ® AB.

Таким образом, процесс электролитической диссоциации является обратимым. Скорости диссоциации и рекомбинации зависят от концентрации частиц и их природы. Отметим, что для простоты мы рассматриваем молекулы и ионы как частицы, не имеющие сольватной оболочки. В реальных условиях сольватная оболочка влияет на скорости процессов.

В результате в растворе установится состояние динамического равновесия, при котором скорости диссоциации и рекомбинации равны и определенная часть растворенного вещества будет находиться в виде ионов, а оставшееся количество – в виде молекул. Равновесие, в зависимости от концентрации и природы веществ, может быть сдвинуто в сторону либо диссоциации, либо рекомбинации. Таким образом, в одних растворах будут преобладать ионы, а в других – молекулы.

Соотношение количеств растворенного вещества, находящегося в виде ионов и в виде молекул, характеризуется степенью диссоциации. Степень диссоциации (a) будет равна отношению числа молекул, находящихся в растворе в виде ионов (Nд), к общему числу молекул растворенного вещества (N0). Она равна соответственно отношению их молярных концентраций (Сди С0):

.

Степень диссоциации часто выражается в процентах. В зависимости от величины степени диссоциации электролиты условно делятся на сильные (a >50%), слабые, (a <5%) и средние (5% < a < 50%). Деление весьма условно, так как степень диссоциации сильно зависит от концентрации растворенного вещества.

Для состояния равновесия существует константа равновесия, которая в данном случае называется константой диссоциации (Кд). Пусть реакция диссоциации описывается уравнением AB Û A+ + B-. Тогда выражение для константы диссоциации имеет вид

,

где [A+], [B-], [AB] – равновесные молярные концентрации соответствующих частиц.

Для учета неидеальности реальных растворов вместо концентраций соответствующих частиц в выражении константы равновесия используются их активности аi =gi×Сi, где gi – коэффициент активности. Отметим, что для оценочных расчетов равновесия разбавленных растворов можно принять gi×= 1. В случае растворов электролитов величина коэффициента активности может значительно отличаться от единицы (табл.3.2).

 

Таблица 3.2

Средние ионные коэффициенты активности g± сильных электролитов в водных растворах при Т0=298 К

Электролит Концентрация электролита, моль/кг воды
0,001 0,01 0,1
HCl 0,965 0,904 0,796 0,809
NaOH - 0,905 0,766 0,678
NaCl 0,965 0,903 0,778 0,657

 

На практике для оценки активности ионов пользуются средним значением активностей (а±) и коэффициентов активности (g±) ионов данного электролита:

а± = g±×m± ,

m± = ,

где m± – средняя ионная моляльная концентрация; См – моляльная концентрация растворенного вещества (число молей растворенного вещества содержащихся в 1 кг растворителя); n+ ,n- – число катионов и анионов в молекуле электролита, n =n+ + n-.

Средние ионные коэффициенты активности g±, приведены в справочной литературе.

Величину коэффициентов активности в разбавленных растворах также, согласно теории ионных растворов Дебая-Хюккеля (Debye, Hückel), можно рассчитать по ионной силе раствора (I):

,

где Смi – моляльная концентрация и Zi – заряд i-го иона в растворе.

Для разбавленных водных растворов при Т0=298 К коэффициент активности ионов может быть аппроксимирован выражением

.

Поскольку равновесие в растворе может быть описано как степенью, так и константой диссоциации, то они должны быть связаны между собой. Отметим, что величина Кдне зависит, а величина a зависит от концентрации растворенного вещества.

Согласно уравнению реакции, концентрации катионов и анионов равны между собой и соответственно равны концентрации вещества, находящегося в растворе в виде ионов: [A+] = [B-] = Cд. Тогда концентрация вещества АВ, находящегося в недиссоциированной форме, [AB] = C0 Cд. Поскольку a = Сд/С0, то Сд=a×C0 и

.

Величины Кд для различных электролитов лежат в широких пределах, например, для HNO2

Кд=6,9×10-4, а для HCl Кд=1×107.

Если Кд® 0, то a ® 0. В этом случае a <<1 и Kд »a2×C0. Тогда a » . Поскольку Kд – величина постоянная, то степень диссоциации растет с уменьшением концентрации растворенного вещества. Эта зависимость известна как закон разбавления Оствальда. С увеличением константы диссоциации соответственно увеличивается степень диссоциации и для сильных электролитов a ® 1.

Если молекула электролита содержит несколько однотипных ионов, то ее диссоциация протекает ступенчато, например:

A2B Û A+ + АB- ,

AB- Û A+ + B2- .

Каждая ступень характеризуется своим значением константы диссоциации (Кд1, Кд2). При расчете состава раствора необходимо учитывать диссоциацию по обеим ступеням.

 



Дата добавления: 2020-02-05; просмотров: 487;


Поиск по сайту:

Воспользовавшись поиском можно найти нужную информацию на сайте.

Поделитесь с друзьями:

Считаете данную информацию полезной, тогда расскажите друзьям в соц. сетях.
Poznayka.org - Познайка.Орг - 2016-2024 год. Материал предоставляется для ознакомительных и учебных целей.
Генерация страницы за: 0.011 сек.