3.2. Зміст теми
Розпад електроліту на йони під час розчинення його у воді або під час розплавлення називається електролітичною дисоціацією.
Речовини
↓------------------------------------------------------------↓
↓ ↓
Електроліти Неелектроліти
водні розчини або розплави проводять водні розчини або розплави не
електричний струм(солі, луги, кислоти); проводять електричний струм
мають йонний або сильно полярний (кисень, водень, орг.сполуки);
ковалентний зв”язок. мають ковалентний неполярний
або малополярний зв”язок.
Процес дисоціації електроліту складу КtAn :
КtAn↔Кt+ + An‾
Електролітична дисоціація-процес оборотний, тому в розчинах електролітів разом з йонами містяться й молекули.
Кількісно процес електролітичної дисоціації характеризується ступенем електролітичної дисоціації α та константою дисоціації Кд .
Ступінь дисоціації – це відношення кількості молекул, що розклались на йони( n) до загального числа молекул електроліту(N).
α = n / N, або α = Сдис / С0,
де n – число дисоційованих молекул,
N – загальне число молекул електроліту,
Сдис – концентрація молекул, що розпались на йони,
С0 – вихідна концентрація електроліту(моль/дм3).
Ступінь дисоціації залежить від природи електроліту та розчинника, концентрації речовини та температури. За величиною ступеня дисоціації можна визначити концентрацію йонів в розчині:
Сйон = Сел ٠ αn,
де Сйон і Сел –концентрація йонів і електроліту(моль-екв/дм3), n число йонів.
Ступінь дисоціації виражають в частках одиниці або у відсотках. Якщо α=0, то дисоціації немає, а якщо α=1 або 100%, то електроліт повністю розпадається на йони.
Величина ступеня дисоціації залежить від природи розчиненої речовини, розчинника, в якому розчинено електроліт, від температури та концентрації розчину.
Із збільшенням концентрації розчину електроліту ступінь його дисоціації зменшується і, навпаки, розведення розчину веде до підвищення ступеня дисоціації.
Залежно від ступеня дисоціації електроліти поділяють на сильні і слабкі. Чим більший ступінь дисоціації, тим сильніший електроліт.
Сильні електроліти (α=1) під час розчинення у воді повністю дисоціюють на йони (100%). До них належать:
розчини майже всіх солей;
багато мінеральних кислот, наприклад: HCl, HBr, HI, HNO3,
H2 SO4 , HMnO4, HClO4.
луги: КОН, NaOH, Ва(ОН)2, LiOH, Са(ОН)2 тощо.
Сила електроліту залежить, головним чином, від полярності хімічного зв”язку: чим зв”язок полярніший, тим легше він розривається і тим сильніший електроліт.
Слабкі електроліти (α<1) під час розчинення у воді погано дисоціюють на йони. До них відносять:
1) кислоти Н2СО3, Н2S, H2SiO3, HNO2, H2SO3, СН3СООН, HCN тощо
2) майже всі органічні кислоти;
3) багато гідроксидів металів, крім лугів.
Слабкими електролітами зараз вважають всі електроліти, в розчинах яких є хоча б яка-небудь частка недисоційованих молекул.
Ступінь дисоціації визначають експериментально.
Очевидно, в усіх розчинах неелектролітів, де дисоціація на йони повністю відсутня, α=0.
Дисоціація слабких електролітів є оборотним процесом, підлягає закону дії мас і характеризується константою рівноваги.
Дисоціація одноосновних кислот:
НАn↔Н+ + Аn‾.
Математичний вираз константи рівноваги процесу дисоціації:
[Н+][ Аn‾]
Кд = ---------------- .
[НАn]
Наприклад: СН3СООН↔СН3СОО‾ + Н+
[СН3СОО‾ ][ Н+]
Кд = ----------------------- .
[СН3СООН ]
Чим більше значення константи дисоціації, тим сильніший електроліт.
За значенням констант дисоціації можна класифікувати кислоти й основи за іх силою.
Константа електролітичної дисоціації є сталою величиною для даного електроліту. Вона залежить від температури і, на відміну від ступеня дисоціації, не залежить від концентрації електроліту в розчині.
Багатоосновні кислоти, багатокислотні основи, кислі й основні солі дисоціюють ступінчасто. Кожний ступінь дисоціації характеризується певним значенням константи дисоціації, які позначають К1, К2, К3. Сумарна константа дисоціації Кзаг дорівнює добутку ступінчастих констант дисоціації:
Кзаг = К1 К2 К3. Як правило К1 >К2 >К3.
Зв”язок між константою дисоціації, ступенем дисоціації і молярною концентрацією розчину встановив В.Оствальд.