Степень диссоциации

Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степень диссоциации. Степенью диссоциации (α) называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N). Выражается в долях единицы или в %.

α = n / N 0 < α < 1 (или 0 < α < 100%)

Степень диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации и температуры. По своей природе все электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные электролиты – это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO₄, H₂SO₄, HNO₃) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂, Ca(OH)₂). В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют. Степень диссоциации сильных электролитов α > 30%.

Слабые электролиты – это вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Степень диссоциации α < 3%. К слабым электролитам относятся почти все органические кислоты (CH₃COOH, C₂H₅COOH и др.); некоторые неорганические кислоты (H₂CO₃, H₂S и др.); почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca₃(PO₄)₂; Cu(OH)₂; Al(OH)₃; NH₄OH); вода. Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.

Слабые электролиты. Константа диссоциации

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и к нему может быть применен закон действия масс. Так, для процесса диссоциации слабой уксусной кислоты CH₃COOH ↔ [CH₃COO^-] + [H⁺] константа равновесия имеет вид:

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации (К_д). Константа диссоциации указывает на прочность молекулы в данном растворе. Чем меньше К_д , тем слабее диссоциирует электролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы. Например, борная кислота Н₃ВО₃, К_д которой 5,8 ∙ 10^-10 ,более слабый электролит, чем уксусная, К_д которой равна 1,8 ∙ 10^-5.

Константа и степень диссоциации связаны соотношением (закон разбавления Оствальда):

,

где с_В – молярная концентрация электролита, моль/л.

Если α значительно меньше единицы, то можно принять, что 1 – α ≈ 1. Тогда выражение закона разбавления упрощается:

К = α² ∙ с_В, откуда α =

Последнее соотношение показывает, что при уменьшении концентрации электролита с_В (т.е. с разбавлением раствора) α увеличивается.

Кислоты, основания, соли с точки зрения теории электролитической диссоциации

Основания – это электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксид-ионов ОНˉ:

NaOH = Na⁺ + OHˉ

Кислоты – это электролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода Н⁺:

НNO₃ = H⁺ + NO₃^‾

Диссоциация многоосновных кислот протекает по ступеням:

H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄ˉ I ступень

H₂PO₄ˉ ↔ H⁺ + HPO₄²ˉ II ступень

HPO₄²ˉ ↔ H⁺ + PO₄³ˉ III ступень

Существуют электролиты, которые могут диссоциировать по типу кислоты и по типу основания, такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся гидроксиды амфотерных элементов, а также гидроксиды металлов, находящихся в промежуточной степени окисления, например: Be(OH)₂, Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃ и многие другие. Диссоциацию растворенной части амфотерного гидроксида по обоим типам можно представить следующей схемой:

H⁺ + RO^‾ ↔ ROH ↔ R⁺ + OH^‾.

В насыщенном водном растворе амфотерного гидроксида ионы H⁺, RO^‾ и R⁺, OH^‾ находятся в состоянии равновесия, поэтому амфотерные гидроксиды взаимодействуют и с кислотами и с основаниями. При добавлении кислоты равновесие смещается в сторону диссоциации по типу основания, при добавлении основания – в сторону диссоциации по типу кислоты.

Соли – это электролиты, диссоциирующие с образованием катионов, отличных от ионов Н⁺, и анионов, отличных от ионов ОНˉ:

NaCl = Na⁺ + Clˉ (средняя соль)

KHCO₃ = K⁺ + HCO₃ˉ (кислая соль)

AlOHCl₂ ↔ AlOH²⁺ + 2Clˉ (основная соль)