Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита называется степенью электролитической диссоциации (a).

Для сильных электролитов a близка к единице, для слабых - существенно меньше единицы. Нужно учесть, что силу электролитов по значению степени диссоциации можно оценить только путем сравнения значений a растворов разных электролитов с одинаковой концентрацией растворенных веществ (с уменьшением концентрации a увеличивается - см. ниже закон разбавления).

К сильным электролитам относятся

- гидроксиды всех щелочных металлов, гидроксиды бария и радия;

- кислоты H2SO4; HClO4; HNO3; HMnO4 , бескислородные кислоты элементов 7 группы, главной подгруппы кроме HF;

- большинство солей кроме Fe(SNC)3; CuCl2.

Все остальные вещества за редким исключением являются несильными электролитами.

Характерной особенностью сильных электролитов является их практически полная электролитическая диссоциация в водном растворе:

NaCl ® Na++Cl Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита называется степенью электролитической диссоциации (a).-

HCl ® H++Cl-

Диссоциация сильных электролитов является необратимым процессом, что отмечается односторонней стрелкой (®). Однако следует отметить, что сильные кислоты и основания диссоциируют необратимо только по первой ступени:

серная кислота

H2SO4 ® H+ + HSO4- ,

HSO4- « H+ + SO42- ;

гидроксид бария

Ba(OH)2 ® Ba(OH)+ + OH-,

Ba(OH)+ « Ba2+ + OH-.

Средние соли практически всегда диссоциируют необратимо в одну ступень:

Fe2(SO4)3 ® 2Fe3+ + 3SO42-.

В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между исходными веществами и продуктами диссоциации:

СН3СООН « Н++СН3ОО- .

Диссоциация несильных электролитов является обратимым процессом, что отмечается двухсторонней стрелкой («). Константа этого равновесия (константа диссоциации) выражается соотношением

К=[СН3СОО-]×[Н+] / [СН3СООН],

где [СН Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита называется степенью электролитической диссоциации (a).3СООН], [СН3СОО-] и [Н+] - равновесные молярные концентрации исходного вещества и продуктов его диссоциации, моль/л. Константа диссоциации является количественной мерой прочности электролита. Чем меньше значение константы, тем слабее электролит. Константу диссоциации кислоты принято обозначать символом Ка (acid - кислота), а основания - Кb (base - основание). Константа и степень диссоциации связаны уравнением Оствальда

К=a2×См/(1-a),

где См - молярная концентрация слабого электролита. При a<<1 это выражение можно записать в виде (закон разбавления Оствальда)

a=Ö(К/См).

Если в молекуле кислоты более одного способного к отщеплению атома водорода (многоосновная кислота), то такая кислота диссоциирует ступенчато:

Н3РО4 « Н++Н2РО4- Ка Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита называется степенью электролитической диссоциации (a).1 = 7.5 × 10-3

Н2РО4- « Н++НРО42- Ка2 = 6.3 × 10-8

НРО42- « Н++РО43- Ка3 = 1.3 × 10-12

Аналогично ведут себя основания, содержащие в молекуле более одной способной к отщеплению ОН-группы (основания с кислотностью > 1):

Ca(OH)2 « Ca(OH)+ + OH- Kb1

Ca(OH)+ « Ca2+ + OH- Kb2

Следует отметить, что при ступенчатой диссоциации всегда наиболее легко протекает первая ступень, т. к. легче «разбежаться» разноименно заряженным частицам с единичными зарядами, чем частицам с зарядами больше единицы (вспомните закон Кулона о силе притяжения заряженных частиц), поэтому для любого электролита, диссоциирующего ступенчато, К1 > К2 > К3 и т.д. Константы диссоциации кислот и оснований являются справочными величинами.

Вода является весьма слабым электролитом. Диссоциация воды может Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита называется степенью электролитической диссоциации (a). быть выражена уравнением



Н2О « Н++ОН- .

Константа диссоциации определяется уравнением

K = [H+]×[OH-] /[H2O].

Поскольку в разбавленных растворах концентрация воды практически постоянна, то

Kw = K×[H2O] =[H+]×[OH-] = const.

Величина, обозначаемая Kw, называетсяионным произведением воды. Она зависит только от температуры. При 25оС

Kw = [H+]×[OH-] = 1× 10-14.

Постоянство Kw означает, что в любом водном растворе (нейтральном, кислом или щелочном) представлены оба вида ионов, т.е. ионы водорода и гидроксильные ионы. Характер среды определяется теми ионами, концентрация которых больше. Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда приобретают количественный смысл:

если [H+]=[OH-]=Ö1× 10-14 = 10 - 7 моль/л - среда нейтральная;

если [H+] > 10-7 моль/л - среда кислая Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита называется степенью электролитической диссоциации (a).;

если [H+] < 10-7 моль/л - среда щелочная.

Для характеристики среды удобнее пользоваться не значениями концентраций, а их логарифмами, взятыми с обратным знаком. Эти величины называются соответственно водородным и гидроксильным показателями и обозначаются символами рН и рОН:

рН = - lg[H+]; pOH = - lg[OH-].

Эти показатели связаны уравнением

рН + рОН = 14.


documentamraisv.html
documentamraqdd.html
documentamraxnl.html
documentamrbext.html
documentamrbmib.html
Документ Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита называется степенью электролитической диссоциации (a).