Растворыэлектролитов. Теория электролитической диссоциации

Электролиты – вещества, которые при растворении подвергаются диссоциации на ионы. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Например, при растворении в воде уксусная кислота диссоциирует на ион водорода и ацетат-ион:

CH3COOH Растворыэлектролитов. Теория электролитической диссоциации - student2.ru H+ + CH3COO

Необходимым условием, определяющим возможность процесса электролитической диссоциации, является наличие в растворяемом веществе ионных или полярных связей , а также достаточная полярность самого растворителя. Количественная оценка процесса электролитической диссоциации дается двумя величинами: степенью диссоциации α и константой диссоциацииK.

Степенью диссоциации (α) электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе, т. е. Растворыэлектролитов. Теория электролитической диссоциации - student2.ru .

Так, если C=0,1 моль/л, а концентрация диссоциированной части вещества Сд=0,001 моль/л, то для растворенного вещества α=0,001/0,1=0,01, или α=1%. Степень электролитической диссоциации зависит как от природы растворенного вещества, так и от концентрации раствора, увеличиваясь с его разбавлением.

Электролиты можно разделить на две большие группы: сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью. К сильным электролитам относятся, например, H2SO4Серная кислота., HClСоляная кислота., HNO3Азотная кислота., H3PO4Ортофосфорная кислота., HClO3Хлорноватая кислота., HClO4Хлорная кислота., KOHГидроксид калия., а также хорошо растворимые соли: NaClХлорид натрия (поваренная соль)., KBrБромид калия., NH4NO3Нитрат аммония (аммиачная селитра). и др. Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. К слабым электролитам относятся плохо растворимые соли (см. таблицу растворимости), вода и большинство органических кислот (например, уксусная CH3COOH, муравьиная HCOOH), а также неорганические соединения: H2CO3Угольная кислота., H2SСероводородная кислота., HCNЦиановодородная (синильная) кислота., H2SiO3Метакремниевая кислота., H2SO3Сернистая кислота., HNO2Азотистая кислота., HClOХлорноватистая кислота., HCNOЦиановая кислота., NH4OHГидроксид аммония. и др.

Константа равновесиядля процесса диссоциации называется константой диссоциации (K). В общем случае для электролита, диссоциирующего на два иона:

АВ Растворыэлектролитов. Теория электролитической диссоциации - student2.ru А+ + В

Растворыэлектролитов. Теория электролитической диссоциации - student2.ru

Для приведенного выше процесса диссоциации уксусной кислоты:

Растворыэлектролитов. Теория электролитической диссоциации - student2.ru

Если обозначить концентрацию электролитаВ приведенных здесь выражениях используется Молярная концентрация., распадающегося на два иона, через C, то

[A+] = [B] = αC; [AB] = C(1–α);

Растворыэлектролитов. Теория электролитической диссоциации - student2.ru

Это уравнение соответствует закону разбавления Оствальда. Если электролит слабый, и диссоциация очень мала (α<<1), то закон разбавления Оствальда упрощается:

K=α2C; Растворыэлектролитов. Теория электролитической диссоциации - student2.ru .

Таким образом, степень диссоциации возрастает с разбавлением раствора.

Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато. Например:

H2CO3 Растворыэлектролитов. Теория электролитической диссоциации - student2.ru H+ + HCO3

HCO3 Растворыэлектролитов. Теория электролитической диссоциации - student2.ru H+ + CO32–

Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой

Растворыэлектролитов. Теория электролитической диссоциации - student2.ru

Для диссоциации по второй ступени:

Растворыэлектролитов. Теория электролитической диссоциации - student2.ru

В случае угольной кислоты константы диссоциации имеют следующие значения: KI = 4,3·10–7, KII = 5,6·10–11. Для ступенчатой диссоциации всегда KI>KII>KIII>..., т.к. энергия, которую необходимо затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы.

Наши рекомендации