Вопрос № 13. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации электролитов. Равновесие в р-рах слабых электролитов. Константа диссоциации. Связь Кд и α.

Слабые электролиты. Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы. К ним относятся :

1. почти все органические кислоты;

2. некоторые минеральные к-ты ПР: Н₂СО₃, Н₂S, HNO₂, HClO, H₂SiO₃;

3. многие основания Ме (кроме оснований щел и щел-зем Ме), а также NH4OH.

4. вода.

Слабые электролиты не могут дать дольшой концентрации ионов в р-ре. В растворах слабых электролитов взаимодействие ионов друг с другом относительно невелико вследствие их незначительной концентрации.

Сильные электролиты. Сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы. К ним относятся:

1. почти все соли;

2. многие минеральные к-ты ПР: H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI, HMnO₄, HClO₃, HClO₄;

3. основания щел и щел-зем Ме

В уравнении диссоциации электролита стрелка указывает только на прямой процесс, например:

NаСl → Nа⁺+Сl^-

В растворах сильных электролитов из-за полной их диссоциации концентрация ионов велика. Поэтому свойства таких растворов существенно зависят от степени взаимодействия входящих в их состав ионов как друг с другом, так и с полярными молекулами растворителя. Взаимодействие ионов в растворах сильных электролитов приводит к тому, что катионы и анионы испытывают взаимное притяжение, а ионы одного знака заряда будут отталкиваться друг от друга. Поэтому в растворе каждый произвольно выбранный ион окружен в среднем во времени преимущественно противоположно заряженными ионами, как, например, в ионных кристаллах.

Одной из количественных характеристик электролитической ионизации является степень диссоциации, которая определяется как отношение ионизированных частиц к общему числу растворенных частиц. Обычно степень ионизации выражают в долях единицы или в процентах: α = n/n_o, где n — число частиц, подвергшихся электролитической ионизации; n_о — число растворенных частиц

По степени диссоциации электролиты условно подразделяются на сильные (α > 30%) и слабые (α < 3%). Степень диссоциации зависит от природы растворителя, чем более полярна молекула растворителя, тем

при прочих равных условиях выше степень ионизации растворенного вещества. Так как ЭД сопровождается тепловым эффектом, то степень Д зависит от температуры, причем влияние температуры можно оценить по принципу Ле Шателье: если электролитическая ионизация представляет собой эндотермический процесс, то с повышением температуры степень ионизации растет, а с понижением - уменьшается.

Сильно влияет на степень электролитической Д концентрация раствора. Если рассматривать ЭД как равновесный обратимый хим процесс, то в соответствии с принципом смещения равновесия разбавление водой увеличивает кол-во диссоциированных частиц, т.е. степень ионизации при разбавлении возрастает.

Константа диссоциации. В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо следовательно, к нему может быть применен закон действующих масс. Так, для процесса диссоциации кислоты НА  Н⁺ + А^- константа равновесия Кр равна: Кр = Кд = [Н⁺][А^-]/ [HA] Константа равновесия для процесса диссоциации называется константой диссоциации Кд.

Для процесса диссоциации слабого основания ROH  R⁺ + OH^- константа диссоциации =:

Кд = [R⁺][OH^-]/ [ROH]

Константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, а также от температуры и не зависит от концентрации раствора. Кривая зависимости константы диссоциации многих электролитов от температуры проходит через максимум.

Константа диссоциации указывает на прочность молекул в данном растворе. Чем меньше константа диссоциации в данном растворителе, тем слабее диссоциирует электролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы.

М-у Кд и α сущ количественная связь: [KA] = с, [K⁺] = [A^-] = αc, [KA] = (1 – α)с  Кд = α²с/(1-с) – з-н разбавления Оствальда.