Свойства растворов электролитов Сильные и слабые электролиты

Диссоциация электролита количественно характеризуется степенью диссоциации. Степень диссоциацииa– это отношение числа молекул, диссоциированных на ионыN_дис, к общему числу молекул растворенного электролитаN:a=.

a- доля молекул электролита, распавшихся на ионы. Например, если из каждых 100 молекул растворенного вещества 82 распадаются на ионы, то степень диссоциации соединения будет равна Механизм процесса диссоциации

Электролитаминазываются вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Согласно теории электролитической диссоциации эти вещества в растворах или расплавах распадаются (диссоциируют) на заряженные частицы - ионы. Положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные – анионами.

Возможность и степень распада вещества на ионы определяется природой растворенного вещества и растворителя. Электролиты представляют собой соединения, образованные за счет ионной или ковалентной полярной связи. Когда кристалл соли, например хлорид калия, попадает в воду, расположенные на его поверхности ионы притягивают к себе полярные молекулы воды (ион-дипольные взаимодействия). К катионам калия молекулы воды притягиваются своими отрицательными полюсами, а к хлорид-анионам – положительными ( рис 2.1.).

Рис.2.1. Схема растворения соли

Иначе протекает диссоциация полярных молекул (рис.2.2.). Молекулы воды, притянувшиеся к полюсам полярной молекулы (диполь-дипольное взаимодействие), дополнительно поляризуют молекулу. Такая поляризация в сочетании с тепловым движением окружающих молекул воды приводит к распаду полярной молекулы на ионы. Как и в случае ионного кристалла, эти ионы гидратируются.

Рис.2. 2.Схема диссоциации полярных молекул в растворе

Согласно закону Кулона сила взаимодействия F двух зарядов е₁ и е₂, находящихся на расстоянии r друг от друга, выражается уравнением F,

где -диэлектрическая проницаемостьсреды, в которой находятся заряды; она показывает, во сколько раз сила взаимодействия между зарядами в данной среде меньше, чем в вакууме (_{вакуума}=1).

Диэлектрическая проницаемость воды _H2O 80,1; этилового спирта_C2H5OH25,2; бензола_C6H6 2,3. Чем большерастворителя, тем слабее притягиваются друг к другу противоположно заряженные ионы и тем интенсивнее идет диссоциация электролита на ионы.

Сильные и слабые электролиты

Диссоциация электролита количественно характеризуется степенью диссоциации. Степень диссоциации– это отношение числа молекул, диссоциированных на ионыN_дис, к общему числу молекул растворенного электролитаN:.

 - доля молекул электролита, распавшихся на ионы. Например, если из каждых 100 молекул растворенного вещества 82 распадаются на ионы, то степень диссоциации соединения будет равна:

 = 0,82 или = 82%.

Как следует из определения, для расчета степени диссоциации вещества необходимо знать число частиц (или молей), получающихся при диссоциации его в растворе. Это число может быть определено измерением понижения температуры замезания или повышения температуры кипения раствора Δtпо отношению к чистому растворителю.

Степень диссоциации электролита зависит от многих факторов:

-природы электролита;

-природы растворителя (диссоциация происходит лишь в полярных растворителях, обладающих высокой диэлектрической проницаемостью);

-концентрации раствора;

-температуры.

По способности к диссоциации электролиты условно разделяют на сильные и слабые. Электролиты, которые в растворе существуют только в виде ионов, принято называть сильными. Те электролиты, которые в растворенном состоянии находятся частично в виде молекул и частично в виде ионов, называются слабыми.

К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты: H₂SO₄, HNO₃, HCl, HJ, HClO₄, гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (табл.1, прил. 2.16).

Процесс диссоциации сильных электролитов идет до конца: HNO₃H⁺+ NO₃^{- ,}

NaOH  Na⁺ + OH^-.

и в уравнениях диссоциации ставятся знаки равенства.

Применительно к сильным электролитам понятие "степень диссоциации" носит условный характер. "Кажущаяся" степень диссоциации (каж.), определяемая на опыте, ниже истинной (табл.2, прил. 2.16.). С увеличением концентрации сильного электролита в растворе усиливается взаимодействие разноименно заряженных ионов. При достаточном приближении друг к другу они образуют ассоциаты. Ионы в них разделены слоями полярных молекул воды, окружающих каждый ион. Это сказывается на уменьшении электропроводности раствора, измеряемого приборами, т.е. создается эффект неполной диссоциации. Для учета этого эффекта введенкоэффициент активности ,который уменьшается с возрастанием концентрации раствора, изменяясь в пределах от 0 до 1.

Для количественного описания свойств растворов сильных электролитов пользуются величиной, называемой активностью a.

Под активностьюиона понимают ту эффективную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях. Активность иона a равна его молярной концентрации С, умноженной на коэффициент активности:

а С .

.

К слабым электролитам относятся некоторые минеральные (HNO₂, H₂SO₃, H₂S, H₂SiO₃, HCN, H₃PO₄) и большинство органических кислот (СН₃СООН, Н₂С₂О₄и др.), гидроксид аммония NH₄OH и все малорастворимые в воде основания, органические амины.

Диссоциация слабых электролитов обратима. В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. В соответствующих уравнениях диссоциации ставится знак обратимости (). Например, уравнение диссоциации слабой уксусной кислоты записывается так:

CH₃COOH  CH₃COO^- + H^+.

В растворе слабого бинарного (диссоциирующего на два иона) электролита (КА) устанавливается следующее равновесие, характеризуемое константой равновесия, называемой константой диссоциации К_д:

КА К⁺+ А^-,

К_Д=.

Если в 1 л раствора растворено С молей электролита и степень диссоциации равна , значит, продиссоциировалоС молей электролита и образовалось каждого иона поС молей. В недиссоциированном состоянии остается (С -С) молей КА.

КА К⁺+ А^-,

С -ССС.

Тогда константа диссоциации будет равна:

К_Д=. (2.1)

Уравнение (2.1) выражает закон разведения Оствальда.

Для очень слабых электролитов (при << 1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

Кд ²C, или. (2.2)

Константа диссоциации для каждого электролита постоянна при данной температуре, она не зависит от концентрации раствора и характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем выше Кд, тем в большей степени электролит диссоциирует на ионы. Константы диссоциации слабых электролитов можно найти в справочниках физико-химических величин.