Сильные и слабые электролиты

Диссоциация основных солей

Диссоциация кислых солей

Диссоциация средних солей

Диссоциация оснований

Диссоциация кислот

Диссоциация кислот, оснований, солей

Теория электролитической диссоциации создана С. Аррениусом, основные положения которой заключаются в следующем:

· при растворении электролитов происходит диссоциация (распад) их молекул на заряженные частицы – ионы;

· при диссоциации устанавливается термодинамическое равновесие между образовавшимися ионами и молекулами;

· величина заряда иона совпадает с валентностью атома элемента или кислотного остатка, а число положительных зарядов равно числу отрицательных зарядов;

· в целом раствор нейтрален. Растворы электролитов проводят электрический ток. Они являются проводниками «второго рода».

Согласно современной теории растворов диссоциация происходит в результате взаимодействия растворённого вещества с молекулами растворителя. Хорошо диссоциируют молекулы с ионной и ковалентной полярной связью. Неполярные и малополярные молекулы не диссоциируют или диссоциируют очень мало. На диссоциацию электролитов в значительной степени влияет полярность растворителя. Чем выше полярность растворителя, тем выше степень диссоциации электролита.

С точки зрения электролитической диссоциации кислотами называются электролиты, образующие в водных растворах ионы водорода (Н+).

Например:

НСl = H+ + Cl-

 

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H2S ↔ H+ +НS- I ступень

HS-↔ H+ + S2- II ступень

H2S↔ 2H+ + S2- суммарное уравнение диссоциации

 

CH3COOH ↔ H+ + CH3COO-

Основаниями называются электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием гидроксид-ионов (ОН-).

Например:

NaOH = Na+ + OH-

NH4OH ↔ NH+4 + OH-

Например:

NaCl = Na+ + Cl-

NiSO4 = Ni2+ + SO42-

K3PO4 = 3K+ + PO43-

КНSО4 = К+ + (НSО4)-

СаОНСI = (СаОН)+ + СI-

Изучение свойств растворов электролитов показало, что в растворах наряду с ионами присутствуют и молекулы, так как диссоциация происходит не полностью. Долю диссоциированных молекул характеризует степень диссоциации. Степень диссоциации(a) – это отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворённых молекул N: a = n /N

Например: a = 20 %. Это значит, что из 100 молекул электролита 20 молекул распалось на ионы, КА ↔ К+ + А- и в растворе присутствует 40 ионов, а также 80 нераспавшихся молекул. Всего в растворе будет присутствовать 120 частиц.

Степень диссоциации зависит от концентрации электролита, от температуры. С уменьшением концентрации и повышением температуры степень диссоциации возрастает.

Все электролиты по степени диссоциации делятся на сильные и слабые. Условно электролиты, для которых степень диссоциации больше 50 % относят к сильным, а для которых меньше чем 50 % - к слабым.

К сильным электролитам относятся:

· СОЛИ, растворимые в воде;

· ОСНОВАНИЯ элементов 1 и 2 групп главных подгрупп;

· КИСЛОТЫ Н2SO4, HNO3, HCl, HBr, HJ, HMnO4, HClO4, HClО3 и другие.

К слабым электролитам относятся:

· ВОДА;

· СОЛИ, нерастворимые в воде;

· ОСНОВАНИЯ НЕРАСТВОРИМЫЕ в воде и NH4OH;

· КИСЛОТЫ органические (такие как уксусная - СН3СООН), H2S, H2CO3, H2SiO3, H3BO3 и другие.

Принято, что сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы, а слабые электролиты - лишь частично.

Чтобы исключить влияние концентрации электролита для характеристики диссоциации используют константу диссоциации. Т.к. диссоциация является обратимым процессом:

 

КА ↔ К+ + А-,

то по закону действующих масс:

→ → ← ←

υ = k·[КА], υ = k·[К+]·[А-] , тогда

k · k·[КА] = k ∙[К+]·[А-]

→ ←

В состоянии равновесия υ = υ, следовательно

 

- константа диссоциации Кд.

 

Константа равновесия является количественной характеристикой диссоциации. KД зависит от температуры и не зависит от концентрации раствора. По величине KД можно судить о силе электролита.

Например: для одной и той же температуры:

KД(СН3СООН) = 1,75·10-5; KД(HСN) = 7,9·10-10, следовательно более сильным электролитом является уксусная кислота.

Если многоосновные слабые кислоты и основания диссоциируют по ступеням, то каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации, причем константа диссоциации по каждой последующей ступени на несколько порядков ниже, чем по предыдущей.

Например: Н2СО3↔ НСО3- + Н+, Кд = 4,45·10-7

НСО3-↔ СО32- + Н+, Кд = 4,8·10-11

Связь константы диссоциациисо степенью диссоциации выражается законом разбавления Оствальда:

 

Кд, где

С – молярная концентрация раствора;

ά – стапень диссоциации

Для очень слабых электролитов при α<<1 это уравнение упрощается:

 

Кдис = α2 · СM и α2

 

Отсюда следует, что степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита.