Материал: Общая химия с физкалом

Степень электролитической диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита.

Степень диссоциации принято выражать в долях от единицы: 0 ≤ ≤ 1, или в %: 0 ≤ ≤ 100 %. Например, = 3 % - значит, из 100 молекул только 3 молекулы распадаются на ионы.

характеризует силу электролита: чем больше тем сильнее электролит.

= 0 – это неэлектролит, диссоциация отсутствует;

= 1 – это сильный электролит (НС1О4) – полностью распадается на ионы.

По величине степени диссоциации все электролиты делятся на три группы:

слабые электролиты ( < 3 %);

средней силы (3 % < < 33 %);

сильные электролиты ( > 33 %).

Процесс распада на ионы молекул слабого электролита и электролита средней силы называется ионизацией и это процесс обратимый. Например, уравнение процесса ионизации слабой азотистой кислоты: HNO2 ↔ H+ + NO2-.

Процесс распада на ионы молекул сильного электролита

– процесс необратимый. Например, уравнения диссоциации сильных электролитов:

соляной кислоты НС1 → Н+ + С1-; азотной кислоты HNO3 → H+ + NO3-; гидроксида калия КОН → К+ + ОН-;

средней соли сульфата железа (III) (диссоциация средних солей происходит в одну ступень) Fe2(SO4)3 → 2Fe3+ + 3SO42-.

Факторы, влияющие на величину степени диссоциации

1. Концентрация раствора электролита. С

увеличением концентрации раствора степень диссоциации

56

уменьшается. Чем меньше концентрация электролита в растворе, тем больше степень диссоциации (см. далее закон разбавления Оствальда). При бесконечном разбавлении раствора степень диссоциации приближается к 1 (100 %).

2.Температура. С повышением температуры степень диссоциации увеличивается.

3.Добавление электролита, содержащего одноименные ионы. При добавлении к раствору слабого электролита одноименных ионов степень диссоциации данного электролита уменьшается. Например, добавим к раствору

уксусной кислоты раствор сильного электролита ацетата натрия:

СН3СООН СН3СОО- + Н+; CH3COONa → CH3COO- + Na+ .

В результате увеличилась концентрация ацетат-ионов, равновесие ионизации уксусной кислоты сместилось влево, уменьшилась концентрация ионов Н+ и, соответственно, уменьшилась степень диссоциации.

4.Природа растворителя. Чем полярнее растворитель, тем выше в нем степень диссоциации. Самый полярный растворитель – вода, поэтому в водных растворах степень диссоциации самая высокая.

5.Природа растворенного вещества. Как уже было сказано выше, по степени диссоциации все электролиты делят на три группы: слабые, средней силы и сильные.

Сильные и слабые электролиты

57

Соли

Константа ионизации

В растворе слабых электролитов наблюдается равновесие между молекулами и ионами, к которому можно применить законы химического равновесия и записать константу равновесия (константу ионизации):

[H ][A ]

Кион. [HA]

[ ] – равновесная концентрация.

Кион. – это отношение произведения равновесных концентраций ионов в растворе к равновесной концентрации молекул электролита в растворе.

Кион. зависит от природы растворителя, природы растворенного вещества, температуры и не зависит от концентрации раствора.

Кион. используется для характеристики только слабых электролитов.

Ионизация слабых кислот характеризутся величиной константы ионизации Ка (acid - кислота).

Основность кислоты – это число ионов Н+, которое может отщепляться при диссоциации одной молекулы кислоты.

HCOOH, CH3COOH, HNO2 – одноосновные кислоты; H2SO3, H2СO3 – двухосновные кислоты;

Н3РО4 – трехосновная кислота.

Ионизация слабых одноосновных кислот протекает в одну стадию и характеризуется одной константой ионизации Ка

Например, муравьиной кислоты: НСООН ↔ НСОО- + Н+

58

[HCOO ][H ]

Ка [HCOOH]

Или уксусной кислоты:

СН3СООН ↔ СН3СОО- + Н+ Двух и более основные кислоты ионизируют ступенчато и

характеризуются константами ионизации по каждой ступени:

Ионизация слабых оснований характеризуется величиной Кb (base – основание). Например, ионизация гидрата

аммиака:

NH3∙H2O ↔ NH4OH ↔ NH4+ + OH-

[NH ][OH ] Кв [NH4 H O]

3 2

Закон разбавления Оствальда

Рассмотрим поведение слабого электролита в растворе: КА ↔ К+ + А- .

Введем обозначение:

С - исходная молярная концентрация электролита;

[KA] - равновесная концентрация после распада части молекул электролита на ионы;

- степень диссоциации.

[K+] = C; [A-] = C; [KA] = C - C = C(1 - )

Подставим в константу ионизации:

59

Полученное выражение называют законом разведения Оствальда. Он связывает константу ионизации и степень диссоциации. Физический смысл закона: с разбавлением раствора (уменьшением его концентрации) степень диссоциации увеличивается. Чем сильнее разбавляют слабый электролит, тем больше его степень диссоциации ( ).

4.2. Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели (рН и рОН)

Вода – очень слабый электролит. Запишем уравнение ионизации воды: Н2О + Н2О ↔ Н3О+ + ОН-

Или упрощенно: Н2О ↔ Н+ + ОН-

Известно, что при температуре 22-25оС в 1 л на ионы распадается 10-7 моль молекул Н2О. Следовательно, [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л. Концентрацию молекул воды можно считать величиной постоянной, равной: [H2O] = 1000/18 = 55,56моль/л. Следовательно, константа ионизации воды при 2225оС будет равна Ки= 1,82·10-16.

Произведение равновесных концентраций ионов Н+ и

ОН- называется ионным произведением воды:

КW = [H+][OH-]

КW = 10-7∙10-7 = 10-14 . КW = 10-14 при Т = 22-25оС.

Характер среды в водном растворе любого вещества определяется тем ионом Н+ или ОН-, концентрация которого преобладает.

60