Сильные и слабые электролиты

Изучение свойств растворов электролитов показало, что в растворах наряду с ионами присутствуют и молекулы, так как диссоциация происходит не полностью. Долю диссоциированных молекул характеризует степень диссоциации. Степень диссоциации()– это отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворённых молекул N: = n /N.

Например: = 20 %. Это значит, что из 100 молекул электролита 20 молекул распалось на ионы, КА ↔ К⁺+ А^-и в растворе присутствует 40 ионов, а также 80 нераспавшихся молекул. Всего в растворе будет присутствовать 120 частиц.

Степень диссоциации зависит от концентрации электролита, от температуры. С уменьшением концентрации и повышением температуры степень диссоциации возрастает.

Все электролиты по степени диссоциации делятся на сильные и слабые. Условно электролиты, для которых степень диссоциации больше 50 %, относят к сильным, а для которых меньше чем 50 % - к слабым.

К сильным электролитамотносятся:

• СОЛИ, растворимые в воде;

• ОСНОВАНИЯ элементов 1 и 2 групп главных подгрупп;

• КИСЛОТЫ Н₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HJ, HMnO₄, HClO₄, HClО₃и другие.

К слабым электролитамотносятся:

• ВОДА;

• СОЛИ, нерастворимые в воде;

• ОСНОВАНИЯ НЕРАСТВОРИМЫЕ в воде и NH₄OH;

• КИСЛОТЫ органические (такие как уксусная - СН₃СООН), H₂S, H₂CO₃, H₂SiO₃, H₃BO₃ и другие.

Принято, что сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы, а слабые электролиты - лишь частично.

Чтобы исключить влияние концентрации электролита для характеристики диссоциации используют константу диссоциации. Т.к. диссоциация является обратимым процессом:

КА ↔ К⁺+ А^-,

то по закону действующих масс

_{→ → ← ←}

υ = k·[КА], υ = k·[К⁺]·[А^-] , тогда

_{→ ←}

k·[КА] = k ∙[К⁺]·[А^-].

_{→ ←}

В состоянии равновесия υ = υ, следовательно

- константа диссоциации Кд.

Константа равновесия является количественной характеристикой диссоциации. K_Д зависит от температуры и не зависит от концентрации раствора. По величине K_Д можно судить о силе электролита.

Например: для одной и той же температуры:

K_Д(СН₃СООН) = 1,75·10^-5; K_Д(HСN) = 7,9·10^-10, следовательно более сильным электролитом является уксусная кислота.

Если многоосновные слабые кислоты и основания диссоциируют по ступеням, то каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации, причем константа диссоциации по каждой последующей ступени на несколько порядков ниже, чем по предыдущей.

Например: Н₂СО₃↔ НСО₃^- + Н⁺, Кд = 4,45·10^-7

НСО₃^-↔ СО₃^2- + Н⁺, Кд = 4,8·10^-11.

Связь константы диссоциации со степенью диссоциации выражаетсязаконом разбавления Оствальда:

Кд,

где С – молярная концентрация раствора;

ά – стапень диссоциации

Для очень слабых электролитов при α<<1 это уравнение упрощается:

Кдис = α² · С_Mи α² .

Отсюда следует, что степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита.