Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации

Механизм электролитической диссоциации.

Теорию Аррциуса значительно развили русские ученые И.А.Каблуков и В.А.Кистяковский, они доказали, что при растворении электролита происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы, т.е. в растворе находятся гидратированные ионы.

Легче всего диссоциация вещества с ионной связью. Последовательность процессов происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей, щелочей) будет такой:

· ориентация молекул диполей воды около ионов кристалла

· гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла

· диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

С учетом гидратации ионов уравнение диссоциации выглядит так:

NaCl + X H2O ® Na ⁺ n •H2O + Cl ^- n• H2O

Так как состав гидратированных ионов не всегда постоянен, уравнение записывают сокращенно:

NaCl ® Na⁺ + Cl^-

Аналогично происходит и процесс диссоциации веществ с полярной связью, последовательность происходящих процессов следующая:

· ориентация молекул воды вокруг полюсов молекулы электролита

· гидратация (взаимодействие) молекулы воды с молекулами электролита

· ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную)

· диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

HCl + H2O ® H3O⁺+ Cl^-

HCl ® H⁺ + Cl^-

В процессе диссоциации ион водорода в свободном виде не встречается, только в виде иона гидроксония H3O⁺.

Электролитическая диссоциация – равновесный процесс, т.е. одновременно с процессом ионизации происходит и моляризация (соединение ионов в молекулы). Для количественной характеристики равновесия процесса ионизации было введено понятие степени диссоциации a. Степень диссоциации зависит от ряда факторов: природа электролита и растворителя, концентрация электролита в растворе, температура (в большинстве случаев электролитическая диссоциация - эндотермический процесс, поэтому увеличение температуры приводит к незначительному возрастанию значения a.

Для растворов с молярной концентрацией См = 0,1 моль/л в зависимости от величины степени диссоциации существуют следующие условные границы силы электролитов:

для сильных электролитов - a > 30 %

для слабых электролитов - a < 3 %

для электролитов средней силы – 3 % < a < 30 %

Сильные электролиты в водных растворах полностью диссоциируют на ионы. Их диссоциация происходит необратимо:

HNO₃ ® H⁺ + NO₃^-

Слабые электролиты в водном растворе диссоциируют частично, т.к. их диссоциация является обратимым равновесным процессом, что и отражается знаком обратимости в уравнениях диссоциации:

СНСООН ═ СНСОО^- + Н⁺

Применительно к водным растворам сильными электролитами являются:

1. Сильные кислоты:

HCl, HBr, HY, H2SO4, HNO3, HСlO4, HMnO4

2. Сильные основания (щелочи):

гидроксиды щелочных (группа IA) и щелочноземельных металлов (г руппа IIA периодической системы, кроме гидроксидов Be(OH)2, Mg(OH)2).

3. Большинство растворимых солей(исключения: Fe (SCN)_3, Mg(CN)_2, HgCI_2, Hg(CN)₂ и др.)

К слабым электролитам относятся:

1. Слабые кислоты:

H2CO3, H2S, H3BO3, HCN, HNO2, H3PO4, H2SO3, H2SiO3 и большинство органических кислот.

2. Слабые основания и амфотерные гидроксиды металлов: Be(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2,Zn(OH)2, гидроксид аммония NH4OH, а также органические основания – амины (CH₃NH₂ ) и амфолиты (H₃N⁺CH₂COO^-).

3. Очень слабым электролитом является вода, a = 2 ∙10^-9.

Необходимо отметить, что между силой электролита и его растворимостью нет прямой связи. Хорошо растворимые в воде вещества могут быть сильными электролитами (HCl, NaOH, NaCl), слабыми электролитами (CH₃COOH, NH₄OH), неэлектролитами (C₂H₅OH, C₆H₁₂O₆)_. С другой стороны, некоторые соли плохо растворимы в воде, например в 1 л воды растворяется только 2 мг BaSO₄, но все это количество соли существует в растворе только в виде ионов, поэтому BaSO₄ - сильный электролит.

Для характеристики силы электролита неудобно использовать только величину степени диссоциации, т.к. для этого необходимо иметь растворы одинаковых концентраций. Количественной характеристикой процесса диссоциации слабых электролитов является константа диссоциации.

CH3COOHÛCH3COO⁺+ H^-

В растворах слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Это равновесие количественно характеризуется константой равновесия, которая применительно к процессу диссоциации называется константой диссоциации:

[Н⁺]•[СН3СОО^-]

Кдисс = [СН3СООН]

Константа диссоциации электролита не зависит от концентрации раствора, но зависит от температуры, а также от природы растворенного вещества и растворителя и при данных условиях является постоянной величиной. Кдисс показывает отношение концентрации ионов в растворе слабого электролита к концентрации недиссоциированных молекул. У сильных электролитов константа диссоциации отсутствует.

Константа диссоциации слабых электролитов является мерой их силы: чем меньше значение константы, тем слабее электролит.

Дата добавления: 2013-12-13