Г) Степень диссоциации (ионизации).

Для каждого электролита степень электролитической диссоциации определяют опытным путем, измеряя электропроводность его водного раствора. Степень диссоциации (a) выражается в процентах или в долях единицы.

Степень электролитической диссоциации равна отношению числа молекул, которые распались на ионы, к общему числу растворенных молекул электролита.

a = n .100% или a = n , где n – число молекул, распавшихся и на ионы;

N N

N – общее число растворенных молекул.

Пример: aCH₃OOH в 0,1 M растворе равна 1,36 %, что означает: из 10000 молекул CH₃OOH 136 распадаются на ионы по уравнению реакции:

CH₃COOH CH₃COO^- + H ⁺

Степень диссоциации зависит от природы растворителя и природы растворенного вещества.

Одно и то же вещество в одних растворителях может вести себя как электролит, в других – как неэлектролит (молекулы серной кислоты хорошо диссоциируют в воде, слабее в этаноле и совсем не диссоциируют в бензоле).

Объяснение в том, что вода является одним из наиболее полярных растворителей, этанол – слабополярный, а бензол – неполярный растворитель.

Вода является основным растворителем, следовательно, рассматриваем классификацию электролитов по степени диссоциации в водных растворах.

На степень ионизации влияет тип химической связи в молекулах электролита, так как в этом случае диссоциация проходит в разной степени. Для электролитов с ионными или сильно полярными ковалентными связями диссоциация в воде протекает практически нацело. Это сильные электролиты и степень диссоциации равна 1 (100%). К ним относятся:

- практически все соли;

- кислоты: HClO₄(хлорная), HClO₃(хлорноватая), HCl (хлороводородная), HBr (бромоводородная), HJ (йодоводородная), HNO₃(азотная), H₂SO₄(серная), H₂Cr₂O₇(двухромовая), H₂CrO₄(хромовая). Это сильные кислоты.

- щелочи LiOH, NaOH, KOH, CsOH, RвOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂- это сильные основания.

Электролиты со слабо полярными связями диссоциируют в воде частично. Электролиты, диссоциирующие не полностью являются слабыми и степень диссоциации их меньше 1(100%).

К ним относятся:

- слабые кислоты: HClO₂(хлористая), HClO(хлорноватистая), HNO₂(азотистая), H₂CO₃(угольная), H₂SiO₃(кремниевая), H₃PO₄(ортофосфорная), HF (фтороводородная), H₃BO₃(борная), CH₃ COOH (уксусная), H₂S (сероводородная), HCN (цианидводородная).

- слабые малорастворимые в воде основания и амфотерные гидроксиды: Fe(OH)₂, Fe (OH)₃, Cu(OH)₂, Pb(OH)₂, Al (OH)₃, Cr(OH)₃

- вода H₂O

- NH₄OH

На степень диссоциации слабых электролитов влияет несколько факторов.

Степень ионизации электролита зависит от его концентрации в растворе. Разбавление раствора ведет к повышению степени диссоциации электролита, так как с уменьшением его концентрации уменьшается вероятность встречи ионов в растворе.

Повышение концентрации электролита в растворе понижает степень его ионизации.

Изменение температуры раствора электролита так же влияет на степень ионизации. При повышении температуры степень диссоциации электролита увеличивается, так как с повышением температуры энергия молекул увеличивается, химическая связь в них ослабляется, что облегчает процесс диссоциации электролитов; понижение температуры дает противоположный эффект.

На степень диссоциации влияет действие одноименного иона. Например, при диссоциации уксусной кислоты устанавливается равновесие:

CH3COOH CH₃COO^-+ H⁺

Согласно принципу Ле-Шателье, изменяя концентрацию одного из образующихся веществ, происходит смещение равновесия. В данном случае при добавлении в раствор ацетата натрия (CH₃COONa), который является сильным, электролитом, увеличивается количество ацетат-ионов (CH₃COO^-) и равновесие смещается влево, то есть в сторону образования недиссоциированных молекул и степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается. Следовательно, уменьшится концентрация ионов водорода и кислотность среды понизится.

Подобным образом можно понизить степень диссоциации раствора аммиака. При добавлении аммонийной соли (например, хлорид аммония NH₄Cl) резко повысится концентрация ионов аммония и равновесия сместится влево.

NH₄OH NH₄⁺+ OH^-

Заметно понизится концентрация гидроксид-ионов (OH^-), т.е. уменьшится щелочность раствора.

Таким образом, чтобы понизить степень диссоциации слабого электролита, необходимо добавить в раствор другой сильный электролит с одноименным ионом.

д) Константа диссоциации (ионизации)

Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, поэтому в растворе устанавливается динамическое равновесие между молекулами и ионами.

Ионное равновесие раствора уксусной кислоты выражается уравнением:

+ H₂O

CH₃COOH CH3COO^-+ H⁺

Применив закон действующих масс, можно написать выражения для константы равновесия:

K_равн. = [CH₃COO^-] ^.[H⁺]

[CH₃COOH ]

Константа равновесия диссоциации для слабых электролитов называется константой диссоциации.

В применении к диссоциации любого слабого электролита.

АnBm nA⁺ + mB^-

К _дисс.определяется выражением:

К _дисс.= [A] ⁿ^.[B]^m, где

[A_n B_m ]

[A⁺] – концентрация катиона; [B^-] – концентрация аниона; [A_n B_m] - концентрация недиссоциированных молекул.

K _дисс.для слабых электролитов не зависит от концентрации раствора и при постоянной температуре является постоянной величиной для данного электролита. Чем выше К _дисс,.тем больше степень диссоциации для данного электролита, тем сильнее этот электролит.

Многоосновные кислоты и основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчатого, и каждая стадия диссоциации характеризуется собственной константой диссоциации.

Диссоциация фосфорной кислоты:

I ступень

H₃PO₄H⁺+ H₂PO₄^–K _дисс.1= 7,6 ^.10^-3

II ступень

H₂PO₄^- H⁺+ HPO₄^2–K _дисс.2= 6,2 ^.10^-6

III ступень

HPO₄^2- H⁺+ PO₄^3–K _дисс.3= 4,4 ^.10^-13

Значение K _дисс.для каждой последующей ступени уменьшается.

При диссоциации оснований многовалентных металлов наблюдается подобное явление.

⇐ Назад

Далее ⇒