Количественный критерий процесса диссоциации

Степень диссоциации () – это отношение числа молекул, продиссоциированных на ионы (или распавшихся на ионы) к общему числу молекул, растворенного электролита.

 выражается в долях единиц (0 – 1) или процентах (0 – 100 %).

Величина 

Слабые электролиты

 << 1 (<<100% )

Сильные электролиты

  1 (100% )

1. Ряд кислот: H₂CO₃ , H₂SO₃ , H₂S , HCN,H₂SiO₃,HNO_2,все орга-нические кислоты, CH₃COOH.

2. нераств. основания p- , d- , f-элемен-тов: Al(OH)₃ , Fe(OH)₃,

3. NH₄OH –гидроксид аммония.

4. Нерастворимые соли.

5. некот. раств. соли (HgCl₂,

Fe (SCN)₃)

6. Вода – H₂O.

1. Почти все растворимые соли: (соли, растворимые в воде).

2. Кислоты: HNO₃ , H₂SO₄ , HCl , HBr, HJ , HClO₄ .

3. Гидроксиды щелочных и ще-лочноземельных неметаллов: NaOH, KOH, Ca(OH)₂ , Ba(OH)₂

Кроме того, можно выделить электролиты средней силы (α 3 – 30 %). Эти вещества являются сильными электролитами по первой ступени и слабыми по последней, следовательно, их соли гидролизуются ( см. далее). К ним относятся Н₃РО₄ (фосфорная, а точнее орто – фосфорная кислота), гидроксид магния Mg(OH)₂ и др.

Величина  зависит:

• От природы электролита;

• От концентрации электролита (с уменьшением концентрации, т.е. при разбавлении раствора, степень диссоциации всегда увеличивается, так как уменьшается вероятность столкновения катионов и анионов;

• От температуры (с увеличением температуры степень диссоциации возрастает) .так как возрастает энергия движения всех частиц, поэтому облегчается разрыв молекул на ионы.

Особенности диссоциации электролитов

Сильные электролиты

Сильные электролиты диссоциируют на ионы нацело, т.е. процесс диссоциации является необратимым, и не ступенчато как слабые электролиты, т.е. в одну стадию.

HCl = H⁺ + Cl^

H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2

Следует отметить, что на практике степень диссоциации электролита определяют по электропроводности раствора. Если концентрация раствора сильного электролита велика, то каждый ион, оказывается окруженным целым роем противоположно заряженных ионов. Поэтому при пропускании постоянного электрического тока через раствор эта « ионная атмосфера» будет тормозить движение иона, и вычисленная степень диссоциации будет меньше. Это – «кажущаяся степень диссоциации». Поэтому в случае сильных элетролитов для расчетов используют не концентрацию, а величину, называемую активностью (а). Это эффективная условная концентрация, соответственно которой ион действует при химических реакциях.

a = f×С

где f – коэффициент активности, С – концентрация иона (г-ион/л). При разбавлении коэффициент активности стремится к 1. f можно найти в таблицах , он зависит от ионной силы раствора, которую рассчитывают по формуле , учитывающей заряды и концентрации всех ионов, получающихся при диссоциации

I_с = ½ ΣC_иона ×z²_иона

где I_с – ионная сила, C_иона –концентрация иона, z –заряд этого иона

Слабые электролиты

1. Слабые электролиты диссоциируют лишь частично, т.е. этот процесс является обратимым. Поэтому во времени устанавливается состояние химического равновесия:

CH₃COOH H⁺ + CH₃COO^

Состояние равновесия можно охарактеризовать с помощью константы равновесия

[CH₃COO^ ] [ H⁺ ]

К_Д = 

[CH₃COOH ]

Константу равновесия для процесса диссоциации называют константой диссоциации, т.е. константа диссоциации – это константа равновесия процесса электролитической диссоциации..

Константа диссоциации зависит от:

• природы растворителя;

• природы электролита;

• температуры , т.е. К_Д   (С), и не зависит от концентрации электролита.