Степень и константа диссоциации

Для количественной характеристики обратимого процесса электролитической диссоциации используются степень диссоциации и константа диссоциации.

Степень диссоциации (a) показывает, какая доля от общего количества электролита распадается на ионы. Её выражают в долях от единицы или в процентах. Численное значение a варьируется от нуля (неэлектролиты) до 1 (или 100 %) в случае полной диссоциации электролита. Существует классификация электролитов по величине степени электролитической диссоциации, которую ввёл Аррениус.

Электролиты, для которых в децимолярном растворе при 25 ºС степень диссоциации a > 0,03 (> 3 %), называются сильными. К ним относятся почти все растворимые соли, все щелочи и ряд кислот: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₃, HClO₄ и некоторые другие.

Электролиты, для которых в тех же условиях a < 0,03 (< 3 %), называются слабыми. Это гидроксид аммония NH₄OH и кислоты H₂S, H₂CO₃, H₂SiO₃, HCN, HClO, HBrO, HIO, CH₃COOН.

Иногда выделяют электролиты средней силы со степенью диссоциации от 0,03 до 0,3 (3–30 %). Это кислоты HNO₂, H₂SO₃, HF, H₃PO₄, HCOOH, H₂C₂O₄, HClO₂.

Эта классификация является условной по следующим причинам.

1. Степень диссоциации зависит от природы растворителя. Например, соли (сильные электролиты в водных растворах) в органических растворителях бывают слабыми электролитами и даже неэлектролитами.

2. Степень диссоциации слабого электролита зависит от концентрации (закон разбавления Оствальда). Например, степень диссоциации азотистой кислоты равна 2,3 % (1 М), 7,1 % (0,1 М), 22,6 % (0,01 М), 71,4 % (10^–3 М) и т.д. вплоть до 100 %. Иными словами, слабые электролиты в очень разбавленных растворах становятся сильными.

Другой показатель – константа диссоциации – не зависит от концентрации раствора.

К обратимой диссоциации электролитов применим закон действующих масс для химического равновесия. Константа равновесия (К) в этом случае называется константой диссоциации. Она равна произведению равновесных молярных концентраций ионов, образующихся при диссоциации электролита, делённому на равновесную молярную концентрацию недиссоциированных молекул, например:

HCN D H⁺ + CN^–; K(HCN) =

Величина константы диссоциации (справочная величина) зависит от природы электролита и растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность вещества при растворении распадаться на ионы: чем больше величина К, тем легче электролит диссоциирует на ионы.

Сильные электролиты диссоциируют полностью, поэтому их константы диссоциации бесконечно велики и в справочной литературе не приводятся. Сильными электролитами являются соли, щёлочи и ряд кислот: соляная, азотная, серная (по первой ступени диссоциации).

Дата добавления: 2014-12-16