Дисоціація електролітів

Розпад молекул електролітів на йони під дією розчинника називається електролітичною дисоціацією або йонізацією.

Кількісною характеристикою здатності електролітів розпадатися на йони є ступінь електролітичної дисоціації (йонізації) α, який показує, яка частина молекул розчиненої речовини розпалася на йони:

. (3.2)

Величину α виражають в частках (вiд 0 до 1) або у % (вiд 0 до 100%).

За здатністю речовин до дисоцiацiї всі електролiти поділяються на три групи:

1) сильні (α > 30 %): HCl, HBr, HNO₃, H₂SO₄, NaOH, KOH, Ba(OH)₂, майже всi розчиннi у водi солi;

2) середньої сили (α = 5–30 %): H₃AsO₄, H₃PO₄, H₂SO₃, H₂C₂O₄ та iншi;

3) слабкі (α < 5 %): H₂CO₃, HBO₂, HCN, H₂S, NH₄OH, HgCl₂, CdCl₂ та iншi.

Закон дії мас застосовують до реакцій дисоціації слабких електролітів, реакцій утворення осадів та комплексних сполук, до процесів гідролізу солей. Для сильних електролітів закон дії мас виконується точно, якщо замість концентрації реагентів використовувати активність (а) - ефективну, уявну концентрацію речовини, відповідно до якої вона діє у реакції:

a = γ∙C, (3.3)

де С - концентрація речовини моль/дм³; γ - коефіцієнт активності, безрозмірна величина, що є мірою впливу різних чинників на концентрацію.

Значення коефіцієнту активності залежить не тільки від концентрації електроліту в розчині, але і від присутності в ньому інших електролітів. Вплив всіх йонів, присутніх у розчині, враховує йонна сила розчину μ:

, (3.4)

де с_i - концентрація кожного йону в розчині; z_i - заряд даного йону.

Коефіцієнт активності пов’язаний з йонною силою розчину співвідношенням

-. (3.5)

Значення коефіцієнта активності знижується із зростанням йонної сили розчину, тобто залежить від присутності в розчині сторонніх електролітів.

Йонізація води. Водневий та гідроксильний показники

Більшість аналітичних реакцій відбуваються у водних розчинах. Вода є слабким електролітом і незначно йонізується:

H₂O↔H⁺ + OH^-.

За 25 °С в 1 дм³ води розпадаються на йони лише 10^–7 моль.

Під час йонізації з кожної молекули утворюється по одному йону H⁺ i OH^–, тобто [H⁺]=[OH^–]=10^-7 моль/дм³.

Константу рiвноваги для цiєї дисоцiацiї можна записати як:

або .

Оскільки вода, в основному, знаходиться у вигляді нейонізованих молекул, то значення [Н₂О] можна вважати постійним. Тому ліва частина цього рівняння, а, відповідно, і добуток [H⁺][ОН^-] є величиною постійною. Її називають йонним добутком води і позначають К_W:

. (3.6)

Оскільки за 25 °С у чистій воді [H⁺]=[OH^–]=10^-7 моль/дм³, то К_W=10^-7∙10^-7=10^-14. Підвищення температури приводить до збільшення значення К_W.

Суть цього рівняння: як би не змінювалася концентрація водневих чи гідроксильних йонів, їх добуток у водному розчині є величиною постійною і за 25 °С має значення 10^-14. Додавання до чистої води кислоти приведе до збільшення концентрації водневих йонів і вона буде більшою, ніж 10^-7, але одночасно зменшиться концентрація гідроксильних йонів у стільки ж разів і буде меншою, ніж 10^-7. Тобто в розчині кислоти [H⁺] > 10^-7.

Під час додавання основи спостерігатиметься зворотний процес - збільшується концентрація гідроксильних йонів та зменшується водневих: [OH^–] > 10^-7.

У нейтральних розчинах [H⁺]=[OH^–]=10^-7. У практиці замість значень концентрацій зручніше користуватись від’ємним логарифмом цих величин.

Кислотність розчинів характеризує водневий показник або рН:

. (3.7)

Основність розчинів характеризує гідроксильний показник або рОН:

. (3.8)

. (3.9)

Знаючи концентрацію гідроксильних йонів, рН або рОН, можна розрахувати вміст водневих йонів в розчині:

.