СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ. СИЛА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Все электролиты подразделяются на два типа: сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты в водных растворах распадаются на ионы полностью, и этот процесс практически необратим

HСl ® H⁺ + Cl^-;

Na₂SO₄® 2Na⁺ + SO₄ ^2–.

Слабые электролиты диссоциируют на ионы частично

CH₃COOH ⇄ CH₃COO^- + H⁺.

Для количественной оценки электролитической диссоциации было введено понятие степени электролитической диссоциации a.

Степень электролитической диссоциации – это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита: a = , 0 < a < 1.

Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах.

Для слабых электролитов a < 1. Для сильных электролитов предполагают, что a = 1.

Сильные электролиты диссоциируют практически полностью, и этот процесс практически необратим.

К сильным электролитам относят:

· многие растворимые соли (хлорид натрия NaCl, сульфат калия K₂SO₄, нитрат калия KNO₃, хлорид цинка ZnCl₂ и др.);

· многие неорганические кислоты (хлороводородная (соляная) HCl, бромоводородная HBr, йодоводородная HI, серная H₂SO₄, азотная HNO₃, хлорная HClО₄, хлорноватая HClО₃, марганцовая HMnО₄, хромовая H₂CrО₄, дихромовая H₂Cr₂О₇);

· гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия KOH, гидроксид лития LiOH, гидроксид сезия CsOH, гидроксид рубидия RbOH, гидроксид кальция Ca(OH)₂, гидроксид бария Ba(OH)₂, гидроксид стронция Sr(OH)₂).

При растворении слабые электролиты диссоциируют частично и обратимо с установлением равновесия.

К слабым электролитам относятся:

· кислоты (угольная H₂CO₃, фосфорная Н₃РО₄, сероводородная H₂S, уксусная CH₃COOH, борная Н₃ВО₃, синильная НСN и др.);

· основания (гидроксид аммония NH₄OH, гидроксид алюминия Al(OH)₃ и др.);

В растворе слабого электролита устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и диссоциированными ионами. Силами взаимодействия между ионами слабого электролита, как правило, пренебрегают.

Например, уксусная кислота в растворе диссоциирует по уравнению

CH₃COOH ⇄ H⁺ + CH₃COOH^-.

На основании закона действующих масс константа диссоциации этой реакции запишется:

Константа равновесия К в данном случае называется константой диссоциации. Константа диссоциации представляет собой важную характеристику слабых электролитов. Чем меньше константа диссоциации, тем слабее диссоциирует электролит.

Как уже отмечалось слабые многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Первый ион Н⁺ или ОН^- отрывается от молекулы легче, чем последующие, поэтому константа диссоциации на каждой последующей ступени на несколько порядков ниже, чем на предыдущей ступени.

Для примера рассмотрим ступенчатую диссоциацию фосфорной кислоты и гидроксида цинка.

Первая ступень H₃PO₄ ⇄ H⁺ + H₂PO₄^- K₁ = 7,53·10^-3

Вторая ступень H₂PO₄^- ⇄ H⁺ + HPO₄ ^2- K₂ = 6,31·10^-8

Третья ступень HPO₄^2-⇄ H⁺ + PO₄ ^3- K₃ = 1,26·10^-12

Первая ступень Zn(ОН)₂ ⇄ ZnОН⁺ + OH^- K₁ = 4,4·10^-5

Вторая ступень ZnOH⁺ ⇄ Zn(OH)₂ + OH^- K₂ = 1,5·10^-9

Сравнивая величины констант диссоциации, видим, что первая ступень диссоциации выражена значительно сильнее, чем последующие. Поэтому в растворах таких веществ в заметных количествах имеются только те ионы, которые образуются по первой ступени диссоциации.

Константа диссоциации, как и любая константа равновесия, зависит от природы диссоциирующего вещества, от температуры, и не зависит от концентрации раствора. С повышением температуры константа диссоциации обычно уменьшается. В соответствии с принципом Ле - Шателье это означает, что процесс диссоциации является экзотермическим, т.е. теплота гидратации ионов выше энергии, затрачиваемой на разрыв внутримолекулярных связей.

Как ранее указывалось, под степенью электролитической диссоциации a понимают отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества.

На примере реакции диссоциации уксусной кислоты рассмотрим, как зависит степень диссоциации слабого электролита от его концентрации в растворе.

Пусть исходного вещества CH₃COOH взято 1 моль. На ионы распалась часть моля, равная a, т.е. образовалось ионов
H⁺ = CH₃COO^- = a. Осталось не распавшихся молекул 1 – a.

Если объем раствора, в котором растворен 1 моль взятого вещества, равен V, то концентрации будут равны:

; [CH₃COO^—]= ;

[CH₃COOH]= .

Константа диссоциации будет равна:

K = ,

а т. к. (концентрация), то

K= .

Если a << 1, то можно считать, что К » a²С, т. е.

a » .

Степень диссоциации слабых электролитов зависит от температуры и от концентрации электролита. Это соотношение между константой диссоциации и степенью диссоциации электролита в 1888 г. вывел немецкий ученый Фридрих Оствальд, и называется оно законом разбавленияОствальда.

По закону разбавления Оствальда: с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается.