Степень электролитической диссоциации

Основные положения теории растворов электролитов. Общая (аналитическая) концентрация и активность ионов в растворе, их взаимосвязь.

При установившемся равновесии отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ представляет собой для данной реакции при данной температуре величину постоянную, называемую константой равновесия. При этом концентрации каждого вещества должны быть возведены в степень, соответствующую их стехиометрическому коэффициенту.

ЗДМ строго применим к неэлектролитам и слабым электролитам в разбавленных водных растворах. Концентрированные водные растворы слабых электролитов и все сильные электролиты (кислоты, щелочи, соли) дают существенные отклонения от ЗДМ.

Значение константы равновесия позволяет оценить направление и глубину протекания химической реакции. При К = 1 скорости прямой и обратной реакции равны. Если К > 1, это благоприятствует протеканию реакции в прямом направлении, если К < 1 – в обратном.

Следовательно, изменение концентраций реагирующих веществ или их продуктов вызывает смещение равновесия химической реакции. При увеличении концентраций А и В и уменьшении С и D равновесие сдвигается вправо, при увеличении концентраций С и D равновесие сдвигается влево.

Большинство реакций, используемых в аналитической химии, проводится в растворах. В соответствии с теорией электролитической диссоциации электролиты в растворах распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы вследствие взаимодействия с молекулами растворителя. Положительно заряженные ионы называют катионами (ионы водорода, металлов). Отрицательно заряженные ионы называются анионами (ионы кислотных остатков, гидроксид-ионы).

Процесс электролитической диссоциации изображают химическими уравнениями, например:

Количественно диссоциация (ионизация) характеризуется степенью диссоциации (ионизации), которая равна отношению числа молей, продиссоциировавших молекул (С_дисс) к общему числу молей (С_исх) растворенного электролита и численно выражается в долях единицы или процентах(%):

или

По способности к диссоциации электролиты разделяют на 3 группы:

1. сильные электролиты (α= 1, диссоциируют полностью). К сильным электролитам относят большинство солей (, , и др.), неорганические кислоты (, , , , , ) и щелочи (, , , . Степень диссоциации составляет 30% и более процентов.

2. слабые (α<1, диссоциируют частично). Степень диссоциации слабых электролитов составляет менее 3%. К этой группе относят сероводородную, борную кислоты, карбонат натрия, гидроксид аммония и др.

3. электролиты средней силы. Характеризуются степенью диссоциации от3 до 30%. К этой группе относят фосфорную кислоту, сернистую, щавелевую, и некоторые соли тяжелых металлов.

Для слабых электролитов степень диссоциации увеличивается с уменьшением концентрации (разбавлением) и увеличением температуры.

Степень диссоциации характеризует химическую активность электролитов. Например, хлороводородная кислота легко взаимодействует с металлическим цинком и быстро разлагает мрамор. Более слабая уксусная кислота медленнее взаимодействует и с цинком, и с мрамором. Многие, нерастворимые в уксусной кислоте соединения (сульфид цинка, оксалат кальция, хромат бария), легко растворяются в хлороводородной кислоте. Следовательно, чем выше степень диссоциации кислоты и ее концентрация, тем больше в растворе присутствует ионов водорода (протонов) и тем сильнее она в химическом отношении. Сила оснований также определяется степенью их диссоциации, т.е. концентрацией гидроксид-ионов.

Общая концентрация ионов в растворе с_i определяется молярной концентрацией растворенного электролита (C, моль/л) с учетом его степени диссоциации (α) и числа ионов (m), на которые диссоциирует молекула электролита в растворе:

c_i = m∙ α ∙C

Например, для 0,1 М раствора Al₂(SO₄)₃ имеем:

Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄^2- (α = 1)

c (Al³⁺) = 2∙1∙0,1 = 0,2 моль/л

c (SO₄^2-) = 3∙1∙0,1 = 0,3 моль/л

Дата добавления: 2013-12-12