Связь между константой и степенью диссоциации

Проводники I рода можно непосредственно подключать к источнику тока, а II рода – нельзя. Подводят ток от источника к проводникам II рода через металлические пластинки, т.е. проводники I рода. Их называют электродами.

Сильные – электролиты, которые в растворах различных концентраций практически полностью диссоциируют на ионы (в водных растворах это минеральные кислоты:HNO₃, HCI, HCIO₄; основания: NaOH, KOH; большинство солей:NaCI, K₂SO₄, CH₃COONa).

К слабым относятся электролиты, которые в растворах частично распадаются на ионы. В водных растворах слабыми электролитами являются лишь некоторые неорганические кислоты (H₂CO₃, H₃BO₃), основания (NH₃), некоторые соли (HgCI₂), большинство органических кислот (CH₃COOH, С₆H₅COOH), фенолы (С6Н4(ОН)₂ – гидрохинон), амины (С₆Н₅NH₂ – анилин). Исследование неводных растворов показали, что сила электролита зависит от природы растворителя. Одно и то же вещество в одном растворителе может быть сильным электролитом, а в другом – слабым.

Для характеристики состояния электролита в растворе пользуются величиной степени диссоциации α , которая определяется отношением:

                       .

Для сильных электролитов α=1, для слабых - α<1.

Степень диссоциации характеризует состояние электролита в растворе только данной концентрации и меняется с изменением ее. С повышением концентрации для слабых электролитов вероятность взаимной встречи ионов в растворе и их воссоединение в недиссоциированные молекулы возрастает, поэтому при повышении концентрации степень диссоциации обычно уменьшается. Наоборот, с уменьшением концентрации она возрастает, приближаясь к 1.

Т.о. процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым, т.к. ионы противоположного знака, встречаясь в растворе, могут вновь соединяться в молекулы. Как и Вов всяком обратимом процессе здесь устанавливается равновесие. Количественно его можно характеризовать константой равновесия (константой диссоциации в данном случае).

В общем виде для реакции:

Э↔К⁺+А^-    константа диссоциации составит:

                             ,                                                                   (1)

С_К+, С_А-, С_Э – концентрации катионов, анионов и недиссоциированных молекул электролита.

Соотношение (1) применимо к слабым электролитам в разбавленных растворах, в более же концентрированных растворах необходимо пользоваться активностями вместо концентраций. Уравнение (1) в этом случае примет вид:

                           ,                                                                      (2)

где А_К+, А_А-, А_Э – активности катионов, анионов и недиссоциированных молекул электролита.

Константа диссоциации является величиной, свойственной данному электролиту. При постоянной температуре в одном и том же растворителе константа диссоциации есть величина постоянная.

К_Д=f(T)

T=const → К_Д=const

Связь между константой и степенью диссоциации

Степень диссоциации связана с константой диссоциации.

Так, для бинарного электролита – это электролит, каждая молекула которого образует 2 иона. Если обозначим:

С- общее число молекул электролита;

С∙α – число молекул, диссоциированных на ионы.

Для бинарного растворителя число катионов равно числу анионов и равно числу молекул, диссоциированных на ионы:

С_К+ = С_А- = С∙α.

Число недиссоциированных молекул электролита:

С_Н = С- С∙α = С (1- α).

Подставим С_К+, С_А- и С_Э в формулу (1).

                                                                                       (2)

Если для слабых электролитов α<<1, то в (2) в знаменателе α можно пренебречь.

                            К_Д=С∙α²;

                            , т.е.

степень диссоциации обратно пропорциональна корню квадратному от концентрации.

Мы поможем в написании ваших работ!