Теория электролитической диссоциации степень и константа диссоциации

По способности проводить электрический ток в водном растворе или расплаве вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты – вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К ним относят соли, кислоты, основания. В молекулах этих веществ имеются ионные или ковалентнополярные связи.

Неэлектролиты – вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К ним относят кислород, водород, многие органические вещества (сахар, эфир, бензол). В молекулах этих веществ ковалентно-неполярные связи.

Для объяснения электропроводности растворов и расплавов солей, кислот и оснований в 1887 году шведский ученый Сванте Аррениус создал теорию электролитической диссоциации.

1. Молекулы электролитов при растворении или расплавлении распадаются на ионы.

Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или расплаве называются электролитической диссоциацией.

Ионы «+» – катионы и «–» – анионы.

2. В растворе или расплаве ионы движутся хаотически. При пропускании через раствор или расплав электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательные ионы к положительному аноду.

3. Диссоциация – процесс обратимый. Т.е. идут два противоположных процесса: распад на ионы – диссоциация и соединение ионов в молекулы – ассоциация.

NaCl Na⁺ + Cl^–

Свойство электролитов в различной степени диссоциировать на ионы выражается степенью диссоциации (т.к. только часть молекул электролита диссоциирует в растворе на ионы) – .

Степень диссоциации () – число показывающее, какая часть молекул распалась на ионы и равна отношению числа молекул, которые распались на ионы к общему числу молекул в растворе.

Степень диссоциации выражается в процентах от 0 до 100% или в долях от 0 до 1.

Пример. 0,1М раствор уксусной кислоты со степенью диссоциации 1,36%

Из 10 тыс. молекул 136 распалось.

По степени диссоциации электролиты делят условно на две группы сильные и слабые.

Сильные – которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы.

Слабые – не полностью диссоциируют, т.е. часть в виде молекул, часть в виде ионов.

  30%	  3%
1. HCl, HBr, HI, НNО3, H2SO4, НСlО4, НСlО3, Н2СrО4, Н2Сг2О7, НМnО4 2. Все щелочи 3. Почти все растворимые соли	1. HF, H2S, HCN, Н3ВО3, Н2СО3, H2SiO3, HNO2, H3PO4, Н2НРО3, , HClO2, HClO 2. Нерастворимые основания + NH4OH 3. Некоторые соли ZnCl2, HgCl2

Степень диссоциации электролитов зависит от природы электролита и растворителя, от температуры и концентрации раствора. Она увеличивается при растворении и нагревании.

Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации (константа равновесия для процесса диссоциации). Слабые электролиты диссоциируют на ионы не полностью, в их растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

Так, для процесса диссоциации уксусной кислоты:

СН₃СООН Н⁺ + СН₃СОО^–

Константа равновесия

Константа диссоциации зависит от природы диссоциирующих веществ и растворителя, от температуры, и не зависит от концентрации раствора. Чем больше константа диссоциации, тем легче электролит распадается на ионы, тем больше ионов в его растворе и тем сильнее электролит.

(СН₃СООН) = 1,810^–5

(НСN) = 810^–10 Видно, что уксусная кислота более сильная.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, и каждя ступень характеризуется своим значением константы диссоциации.

I. Н₂СО₃ Н⁺ + НСО₃^–

II. НСО₃^– Н⁺ + СО₃^–2

Т.к. , то диссоциация протекает преимущественно по первой ступени.

3. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ВОДЫ

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ РН

Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но все же обладает измеримой электропроводностью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы:

Н₂О Н⁺ + ОН^–

По величине электропроводности чистой воды можно вычислить концентрацию ионов Н⁺ и ОН^– в воде. При Т = 25^оС она равна 10^–7 моль/л.

Напишем выражение для константы диссоциации воды:

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул Н₂О в воде практически равна общей концентрации воды. Концентрацию молекул воды можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу ее моля:

т.е. [H₂O] = 55.56 моль/л.

Записав уравнение следующим образом, и подставив значения константы диссоциации и концентрации воды, получим значение для произведения концентраций ионов водорода и гидроксид ионов в воде – ионное произведение воды :

Получим выражение:

В чистой воде [H⁺] = [OH^–] = 10^–7

Видно, чтобы охарактеризовать реакцию среды любого водного раствора, достаточно указать лишь концентрацию ионов водорода H⁺ или гидроксид–ионов OH^–. За такой показатель взята концентрация ионов H⁺.

Нейтральная среда

[H⁺] = [OH^–] = 10^–7

Кислая среда

[H⁺] > 10^–7 > [OH^–]

Щелочная среда

[H⁺] < 10^–7 < [OH^–]

Для удобства, концентрацию ионов водорода характеризуют водородным показателем воды рН.

Водородный показатель – количественная характеристика среды.

pH = – lg [H⁺] [H⁺] = 10^–7 pH = – lg 10^–7 = 7 – нейтральная

[H⁺] = 10^–3 pH = – lg 10^–3 = 3 – кислая

[H⁺] = 10^–11 pH = – lg 10^–11 = 11 – щелочная

Запомним: в нейтральной среде рН = 7, в кислой рН  7, в щелочной рН  7. это можно представить в виде схемы:

Гидроксильный показатель

pOH = – lg [OH^–] [ОH^–] = 10^–7 pОH = – lg 10^–7 = 7 – нейтральная

[ОH^–] = 10^–4 pОH = – lg 10^–4 = 4 – щелочная

[ОH^–] = 10^–12 pОH = – lg 10^–12 = 12 – кислая

Реакция среды устанавливается с помощью индикатора. В качестве индикаторов чаще всего применяют вещества (как правило, это сложные органические красители), способные давать с одним из реагирующих веществ легко заметную цветную реакцию. В растворе происходит диссоциация индикатора, в результате которой образуется диссоциированная форма и не распавшаяся часть, которая в разных средах приобретает различную окраску (пример с фенолфталеином).

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Взаимодействие соли с молекулами воды, в результате которого образуются кислота и (или кислая соль) и основание (или основная соль), называется гидролизом солей.

Причиной гидролиза является электролитическая диссоциация соответствующих солей и воды. Вода незначительно диссоциирует на ионы Н⁺ и ОН^–, но в процессе гидролиза один или оба из этих ионов могут «связываться» ионами подвергающейся гидролизу соли в малодиссоциированные, летучие или труднорастворимые вещества.

Характер протекания гидролиза зависит от природы солей. Все многообразие гидролиза можно свести к трем типам.

1. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой:

CH₃COONa + H₂O CH₃COOH + NaOH

В результате гидролиза такой соли в растворе находится сильнодиссоциированное основание и слабодиссоциированная кислота. Следовательно, образуется больше гидроксоионов (т.к. ионы водорода выводятся из реакции) и раствор имеет щелочную реакцию.

Запомнить. Гидролиз протекает по слабому электролиту, а среда определяется сильным электролитом.

Для многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато с образованием на первых ступенях гидролиза кислых солей, преимущественно по первой ступени.

2. Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:

NH₄Cl + H₂O NH₄OH + НCl

В результате гидролиза такой соли образуется слабое основание и сильная кислота. В растворе будет больше ионов водорода, чем гидроксоионов, и раствор приобретет кислую реакцию.

Гидролиз солей, образованных слабым основанием многовалентного металла, протекает ступенчато с образованием на первых ступенях гидролиза основных солей.

3. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой:

CH₃COONH₄ + H₂O CH₃COOH + NH₄OH

Продукты гидролиза – слабая кислота и слабое основание. Реакция раствора близка к нейтральной.

В результате полного гидролиза соли образованные слабым основанием и слабой кислотой разлагаются в воде и не могут быть получены из водных растворов.

4. Соль образованная сильным основанием и сильной кислотой гидролизу не подвергается.

NaCl + H₂O  гидролиз не идет