27. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ступенчатая диссоциация и константа диссоциации.

Если бы электролиты полностью диссоциировали на ионы, то осмотическое давление и другие пропорциональные ему величины всегда были бы в целое число раз больше значений, наблюдаемых в растворах неэлектролитов. Но ещё Вант-Гофф установил, что коэффициент i выражается дробными числами, которые с разбавлением раствора возрастают, приближаясь к целым числам.

Аррениус объяснил этот факт тем, что лишь часть электролита диссоциирует на ионы, и ввёл понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

Позже было установлено, что электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые. Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически полностью. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. К сильным электролитам принадлежат почти все соли и основания. К слабым электролитам относятся большинство органических кислот, слабые неорганические кислоты, гидрат аммония и др.

Степень диссоциации принято обозначать греческой буквой альфа и выражать либо в долях единицы, либо в процентах. Степень диссоциации зависит от концентрации. И для слабых, и для сильных электролитов степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора, а с ростом концентрации степень диссоциации падает. Но для первых это происходит вследствие образования молекул, а для вторых - вследствие увеличения тормозящего действия ионной атмосферы.

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы рвновесия. Тогда в числителе дроби будут стоять концентрации ионов - продуктов диссоциации, а в знаменателе - концентрация недиссоциированных молекул. Константа равновесия , отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина К зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данной кислоты или данного основания распадаться на ионы: чем выше К, тем легче электролит диссоциирует.

Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. Первое равновесие - диссоциация по первой ступени - характеризуется константой диссоциации К1, второе - диссоциация по второй ступени - константой К2 и т.д. Суммарному равновесию отвечает суммарная константа диссоциации К. Эти величины связаны друг с другом соотношением: К=К1К2К3... . Аналогичные соотношения характеризуют и ступенчатую диссоциацию оснований многовалентных металлов.

28. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды, водородный показатель рН.

Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но всё же обладает измеримой электропроводностью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы. По величине электропроводности чистой воды можно определить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в воде.

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул в воде практически равна общей концентрации воды, поэтому из выражения для константы диссоциации воды получакм, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды.

H₂O=H⁺+OH^-

K=[H⁺][OH^-]/[H₂O]

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными. В кисдых растворах больше ионов водорода, в щелочных - гидроксид-ионов. Но произведение их концентраций всегда постоянно. Это означает, что если известна концентрация ионов водорода в водном растворе, то тем самым и определена и концентрация гидроксид-ионов. Поэтому как степень кислотности, так и степень щёлочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:

Кислотность или щёлочность раствора можно выразить более удобным способом: вместо концентрации ионов водорода указывают её десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Последняя величина называется водородным показателем и обозначается рН: . Отсюда ясно, что в нейтральном растворе pH=7; в кислых растворах рН<7 и тем меньше, чем кислее раствор; в щелочных растворах рН>7, и тем больше, чем больше щёлочность раствора.

Для измерения рН существуют различные методы. Приближённо реакцию раствора можно определить с помощью специальных реакторов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространены метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин и лакмус