2.Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации.

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 . 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 .

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 -  > 30 %

для слабых электролитов -  < 3 %

для электролитов средней силы – 3 % <  < 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,  = 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.

CH3COOHCH3COO⁺+ 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.