Степень электролитической диссоциации. Константа диссоциации

В водном растворе электролита происходит распад молекул на ионы – электролитическая диссоциация:

AB A ⁺ +B ^-.

Этот распад в зависимости от силы электролита может быть полный или частичный, т. е. наряду с диссоциацией может происходить обратное соединение ионов в молекулы – ассоциация. По мере уменьшения числа недиссоциированных молекул электролита скорость ионизации уменьшается, а скорость ассоциации возрастает. Это приводит к состоянию динамического равновесия, при этом отношение числа ионов и недиссоциированных молекул остается постоянным и характеризуется степенью электролитической диссоциации α:

(2.3.1)

где C_д – концентрация электролита, распадающегося на ионы, моль/л;

C_общ – общая концентрация растворенного электролита, моль/л.

Степенью электролитической диссоциации α называют отношение числа молей, распавшихся на ионы, к общему числу молей растворенного электролита.

Например, если известно, что в 0,1 М растворе CH₃COOHα (CH₃COOH)=0,0132, то это означает, что 0,0132 (или 1,32 %) общего количества растворенной уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68 %) находится в виде недиссоциированных молекул. В зависимости от степени диссоциации все электролиты подразделяют на три группы: сильные, слабые и средней силы.

Сильными считаются те электролиты, которые в (0,01 – 0,1) н растворах диссоциируют на 30 % и более. К ним можно отнести HCl, HNO₃, H₂SO₄, щелочи NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂, большинство растворимых в воде солей.

Слабые электролиты диссоциируют в растворе не более чем на 3 %; среди них H₂CO₃, H₂S, HCN, H₃BO₃, NH₄OH, многие органические кислоты и основания.

Степень диссоциации электролитов средней силы составляет от 3 до 30 %. Такими электролитами являются H₃PO₄, H₂SO₃, H₂C₂O₄, Mg(OH)₂.

Кроме степени электролитической диссоциации количественной величиной, характеризующей диссоциацию, является константа диссоциации K.

Для реакции AB A ⁺ + B ^- можно записать

(2.3.2)

Чем больше величина K, тем сильнее диссоциирует слабый электролит и тем выше концентрация его ионов в растворе при равновесии. Между α и K существует взаимосвязь

(2.3.3)

Это выражение получается, если обозначить равновесные концентрации образующихся ионов через αc, а концентрацию недиссоциированных молекул – (1–α)c и подставить эти обозначения в выражение (2.3.2). Формула (2.3.3) есть математическое выражение закона разбавления Оствальда.

У достаточно слабых электролитов в не слишком разбавленных растворах значение α очень мало, а величина (1– α) близка к единице. Поэтому для них

(2.3.4)

Из выражения (2.3.4) следует, что по мере разбавления раствора степень диссоциации увеличивается.

Константа диссоциации, как и степень диссоциации, характеризует силу кислот и оснований. Значения констант диссоциации некоторых слабых кислот и оснований приведены в Приложении 2.

В растворах многоосновных кислот и оснований происходит ступенчатая диссоциация, устанавливается несколько равновесий. Каждое равновесие характеризует своя константа диссоциации. Обычно константа диссоциации многоосновной кислоты или основания по первой ступени превышает константу диссоциации по второй или третьей ступеням.

Например, ступенчатую диссоциацию H₂CO₃ можно представить следующим образом:

H₂CO₃ HCO^-₃ +H⁺,

HCO^-₃ CO ^2-₃ + H⁺,

Концентрация ионов [H+], образующихся по первой ступени диссоциации слабой кислоты, значительно превышает концентрацию ионов [H+], образующихся по второй ступени диссоциации, т. к. значение K ₁> K ₂ на четыре порядка.

---

Дата добавления: 2016-01-04; просмотров: 25; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!