21. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа электролитической диссоциации. Закон разведения Оствальда.

ТЕОРИЮ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ. В растворах в результате воздействия полярных молекул растворителей молекулы электролитов диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы). Общее число частиц в растворах электролитов оказывается больше, чем следует из их молярной или моляльной концентрации.

ИСТИННЫЕ электролиты – это вещества с кристаллической решеткой ионного типа (соли и основания), они полностью диссоциируют на ионы не только в растворах но и в расплавах. ПОТЕНЦИАЛЬНЫЕ электролиты – это вещества с кристаллической структурой молекулярного типа (кислоты и некоторые соли). В расплавах они не диссоциируют на ионы, а в растворах образуются ионы вследствие химического взаимодействия их молекул с молекулами растворителя. В разбавленных растворах концентрация воды практически постоянна и поэтому ее включают в константу равновесия, а полученную величину называют КОНСТАНТОЙ ДИССОЦИАЦИИ.

Растворы электролитов характеризуются степенью ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ , измеряемой долями единицы и показывающей какая часть молекул, введенных в раствор диссоциирует на ионы. Изотонический коэф-т связан со степенью электролитической диссоциации и показывает во сколько раз число частиц всех видов в растворе электролита больше числа введенных в него молекул.

Диссоциация. Кислоты в растворах диссоциируют на катионы водорода, точнее на ионы гидроксония-гидратированные ионы водорода и анионы кислотных остатков. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Сильные кислоты: марганцовая, хлорная, азотная, хлороводородная, иодоводородная, серная. Средние: ортофосфорная и сернистая.

Слабые: все органические кислоты, угольная, фтороводородная, кремниевая , борная, сероводородная и др. Основания в растворах диссоциируют на гидратированные ионы ОН и катионы металлов. Если в состав оснований входят несколько групп ОН, то их диссоциация протекает ступенчато. Сильные основания образуют металлы подгрупп А первой и второй групп периодической таблицы(кроме бериллия). Все остальные образуют слабые основания.(аммиак,гидразин, и др).

Соли практически все являются истинными и сильными электролитами. Поэтому они полностью распадаются на ионы, и в их растворах нет равновесий между растворенными молекулами и ионами.

Закон разбавления Оствальда: чем выше концентрация раствора электролита, тем меньше величина. При бесконечном разбавлении растворов все слабые электролиты можно отнести к группе сильных электролитов. И классификацию электролитов по их силе относят к растворам с концентрацией от 5 до 10% масс. Закон разбавления Оствальда для слабого бинарного электролита:

Кд = ²С_м/(1-)

Истинные Электролиты , т.е. в-ва ионного характера – соли, диссоциируют на ионы уже при расплавлении в результате ослабления связей между ионами в кристаллической решетке. Потенциальные электролиты – в-ва ковалентного характера, к которым относятся кислоты, при расплавлении не диссоциируют, т.к. в их кристаллической решетке ионов не содержится. Количественную силу электролита оценивают с помощью понятия степень диссоциации, под которой понимают отношение числа молекул распавшихся на ионы к общему числу молекул электролита введенного в раствор. С.Д. выражается долями единицы - правильной дробью. Сильные электролиты - степень диссоциации которых больше 0,5 а слабые – меньше 0,2,электролиты с промежуточными значениями называют средней силы. К равновесию в растворе потенциального электролита между молекулами и ионами применимы законы химического равновесия и для него может быть определена константа равновесия, это отношение констант скорости прям. и обр. реакц. :

К = k₁/k₂= ( [C]^P  [D]^q)/([A]^m  [B]ⁿ)

Истинные электролиты в водных растворах полностью диссоциированы. Вследствие усиленного взаимодействия между ионами в растворе сильного электролита происходит процесс, который приводит к кажущемуся уменьшению степени его диссоциации.Но падение степени диссоциации объясняется не образованием молекул, а усилением тормозящего движения ионов друг на друга. Поэтому экспериментально определяемое значение степени диссоциации истинного электролита оказывается меньше единицы и называется кажущейся степенью диссоциации.

ИОНООБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ – реакции в растворах электролитов при которых не происходит изменения зарядов ионов. К этим реакциям применимы законы химической кинетики и равновесия. Скорость любого ионообменного процесса прямо пропорциональна произведению концентраций взаимодействующих ионов, а при состоянии равновесия скорости противоположных реакций равны друг другу. Ионообменные реакции идут в направлении уменьшения концентраций ионов т.е. образовываются наименее диссоциирующие соединения. Пример такого соединения – вода. К ее образованию приводят реакции нейтрализации – кислот с основаниями. Растворимость твердых электролитов в воде различна и во многих случаях концентрация насыщенного раствора электролита невелика. Равновесие в насыщенном растворе устанавливается между твердым электролитом и перешедшими в раствор ионами. Вода – электролит, ее электропроводность носит ионный характер. Некоторые молекулы воды подвергаются электролитической диссоциации или электролитической ионизации.

Постоянство ионного произведения воды позволяет вычислять концентрацию гидроксид-ионов по величине концентрации ионов гидроксония и наоборот. Соотношением этих концентраций и характеризуется кислотность и щелочность различных вордных растворов. Для характеристики кислотности и щелочности водных сред используется не само значение концентрации ионов гидроксония, а его десятичный логарифм взятый с обратным знаком. Эта величина получила название водородный показатель и обозначается

рН=-lg[OH +]/ Для чистой воды рН=7, для кислых сред рН<7,а для щелочных рН >7.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ: процесс разложения водой веществ, составные части которых в этом процессе соединяются с составными частями воды. Гидролиз солей – реакции их обменного разложения водой, ведущие к образованию более слабого электролита, т.е. основания или кислоты. Это реакция обратная реакции нейтрализации слабого основания или кислоты. Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются, соли слабых кислот и сильных оснований гидролизуются с образованием щелочных растворов, соли слабых оснований и сильных кислот гидролизуются с образованием кислых растворов, соли слабых оснований и слабых кислот подвергаются гидролизу с образованием нейтральных растворов. АМФОТЕРНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ: соединения которые способны в зависимости от партнера проявлять себя в как качестве кислот, так и оснований. Признак амфотерности - способность образовывать как ионы гидроксония так и гидроксид-ионы.

Амфотерные электролиты: гидроксиды бериллия, алюминия, цинка и др. Они диссоциируют как по типу основания, так и по типу кислоты.