§ 4. Растворы электролитов Степень диссоциации и константа диссоциации слабого электролита

Вещества, полностью или частично распадающиеся в растворе или расплаве на ионы, называются электролитами. Распад ионной молекулы на ионы под действием воды или другого растворителя, называется электролитической диссоциацией, например NaCl = Na⁺ + Cl^–. Процесс образования ионов при взаимодействии с paстворителем полярной молекулы называется ионизацией, например HCI = H⁺ + Cl^–. Все электролиты делятся на сильные и слабыe. Сила электролита определяется степенью его диссоциации.

Если из С молекул электролита, находящихся в растворе, x молекул распалось на ионы, то степень диссоциации a будет равна a = (x/C) (в долях единицы) или a = (x/С) 100 (%).

Таким образом, степенью диссоциации называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул.

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы, слабые — лишь частично. В этом случае процесс диссоциации является обратимым и к нему применим закон действия масс. Так, для диссоциации уксусной кислоты (слабого электролита), происходящей по уравнению

СНзСООН Û СНзСОО^– + Н⁺,

константа химического равновесия

К = [СНзСОО^–][Н+] / [СНзСООН]

Константа равновесия в этом случае называется константой диссоциации K_дис. Она характеризует способность электролита дпссоциировать на ионы. Константа диссоциации не зависит от концентрации электролита, а зависит от его природы и температуры. Между константой диссоциации K и степенью диссоциации a существует следующая зависимость (закон разбавления Остваль-да):

K = a²/(1–a) ^. C, (1)

где С — концентрация, моль/л. Для растворов очень слабых электролитов, когда a<<1 и (1—а)~1, формула (1) упрощается:

К = a²С (2), откуда a = ÖK/C или a = ÖKV , где V - разбавление раствора (V=1/C).

Из закона разбавления следует, что степень диссоциации увеличивается при уменьшении концентрации, т. е. при разбавлении раствора, а также при увеличении К, т. е. у менее слабых электролитов.

Из закона разбавления могут быть выведены формулы, связывающие константу диссоциации слабого электролита К, степень его диссоциации a и концентрацию иона С_иона. Действительно, так как для одноосновных кислот и однокислотных оснований

K = С₊С_–/C

Н о С₊ = С_– , поэтому С_иона = Ö К ^. С.

Нетрудно видеть также, что С_иона = С и С_иона = К/a.

Пример 1. Вычислить степень диссоциации в 0,2 М растворе муравьиной кислоты, если К_дис равна 2,1 10 ^–4.

Решение. По закону разбавления

______ _____________

a = Ö К ^.С = a = Ö 2,1 ^. 10 ^–4 /0,2 = 3,24 10 ^–2 = 3,24%

Пример 2. Вычислить концентрацию ионов водорода [Н+] в 0,2 М растворе муравьиной кислоты.

Решение. Из предыдущей задачи a=3,24 10-², отсюда

С_иона = aС = 3,24 ^. 10 ^{–2 .} 0,2 =6,4 ^. 10-³ моль/л.

Можно показать, что для большинства слабых электролитов допущение (1—а)~1 не вносит существенной погрешности в вычисление a. Действительно, если в примере 1 воспользоваться уравнением (1), то после преобразований получим квадратное уравнение Сa² + Кa – К = 0, решая которое получим

a = (–К + ÖК² + 4 КС)/2C = 3,19 %,

что незначительно отличается от величины 3,24%, полученной по уравнению (2).

Пример 3. Вычислить концентрацию ионов гидроксила [ОН-] в растворе, содержащем смесь NH₄OH (С=0,2 М) и NH₄C1 (С = 1М), если K_NH4OH = 1,8 ^. 10^–5.

Решение. Концентрация ионов гидроксила определяется равновесием диссоциации NH₄OH Û NH₄⁺ +OH^–. Из выражения для константы этого равновесия

K = [NH₄⁺] [OH^–]/ [NH₄OH] можно получить [OH^–] = K ^. [NH₄OH] / [NH₄⁺]

Равновесная концентрация [NH₄⁺] = C_NH4C1 = 1 моль/л, так как NH₄C1 сильный электролит и практически полностью диссоциирует на ионы, а концентрацией [NH₄⁺], полученной за счет диссоциации слабого электролита NH₄OH, можно пренебречь. Тогда имеем:

[OH^–] = 0,2 ^. 1,8 ^. 10^–5 / 1,0 = 3,6 ^. 10^–6 .