Электролитическая диссоциация

Распад полярных молекул вещества на ионы под воздействием полярных молекул растворителя называют электролитической диссоциацией. Вещества, растворы и расплавы, проводи-мость которых обусловлена движением ионов, называются элек-тролитами. Положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные ионы − анионами.

Количественной характеристикой распада вещества на ионы является степень диссоциации.

Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты

Способность вещества к электролитической диссоциации на-зывают степенью диссоциации. Она показывает отношение чис-ла молекул, продиссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита:

(3.6)

где α – степень диссоциации; n – количество ионов в растворе; N – общее число молекул в растворе.

По степени диссоциации в растворах все электролиты делятся на три группы. К первой относят электролиты, степень дис-социации которых в растворах α > 30 %и почти не зависит от концентрации раствора. Их называют сильными электролитами. К сильным электролитам в водных растворах относятся щелочи: KOH, NaOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂; кислоты: HNO₃, HCl, H₂SO₄, HClO₄, а также их соли.

Электролиты, степень диссоциации которых в растворах α < 2 % и уменьшается с ростом концентрации, называют слабы-ми электролитами. К ним относят воду, ряд кислот: H₂S, H₂CO₃, HCN, H₂SiO₃, NH₄OH, органические кислоты, основания р -, d - и f -элементов.

Вещества со степенью диссоциации в пределах 30 % < α < 2 % относятся к электролитам средней силы.

Степень диссоциациизависит от:

1) природы растворителя;

2) природы растворяемого вещества;

3) концентрации раствора (при разбавлении степень диссо-циации α сильно возрастает);

4) температуры.

Концентрацию ионов в растворе электролита рассчитывают по уравнению

c_i = c _{электролита} ∙ α ∙ к, (3.7)

где c_i – концентрация ионов, моль/дм³; c _{электролита} – концентрация электролита, моль ∙ дм³; α – степень диссоциации; к – число ионов данного вида, образуемое при распаде одной молекулы или формульной единицы электролита.

Пример 1. Определите концентрацию ионов SО₄^2– в растворе, содержащем 14,2 г сульфата натрия. Сульфат натрия диссоциирует полностью.

Решение. Рассчитаем количество сульфата натрия:

n (Nа₂SO₄) = m (Nа₂SО₄) / М (Nа₂ SО₄);

n (Nа₂SO₄) = 14,2 / 142 = 0,1 моль.

Если принять объем раствора равным 1 дм³, то концентрация элек-тролита будет равна 0,1 моль/дм³. Сульфат натрия диссоциирует на ионы по уравнению:

Na₂SO₄ ⇄ 2Na⁺ + SO₄^2–.

В соответствии с уравнением (3.7) определяем концентрацию ионов SO₄^2–: с (SO₄^2-) = 0,1 ∙ 1 ∙ 1 = 0,1 моль/дм³.

Ответ: n (SO₄^2–) = 0,1 моль/дм³.

Количественной мерой процесса диссоциации является константа диссоциации.

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и, следовательно, к нему может быть применен закон химического равновесия. Так, для процесса диссоциации уксусной кислоты:

CH₃COOH ⇄ CH₃COO^– + H⁺

константа равновесия этого процесса будет равна:

(3.8)

где [CH₃COO^– ], [H⁺] – концентрация ионов; [CH₃COOH] – концентрация непродиссоциированных молекул.

Константа равновесия, соответствующая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации.

Константа диссоциации зависит от:

1) природы диссоциирующего вещества;

2) природы растворителя;

3) температуры

и не зависит от концентрации раствора.

Константа диссоциации показывает устойчивость молекул ве-щества к диссоциации. Чем меньше значение константы диссоциации в данном растворе, тем слабее диссоциирует электролит.

Степень диссоциации α изменяется с изменением концентрации раствора. Рассмотрим эту зависимость на примере слабого электролита уксусной кислоты.

CH₃COOH ⇄ CH₃COO^– + H⁺.

Принимая исходную концентрацию кислоты равной с, а сте-пень диссоциация α, получаем, что концентрация части кислоты, которая диссоциирована, будет равна α с. Так как при диссоциации одной молекулы кислоты образуется по одному иону Н⁺ и СН₃СОО^–, то их концентрации будут равны α с. Концентрация кислоты, оставшейся в недиссоциированном состоянии, будет равна с – α с = с (1 – α). Подставив значения равновесных концентраций ионов и кислоты в уравнение (3.8), получим:

(3.9)

Уравнение (3.9) – закон разбавления Оствальда. Если α << 1, то уравнение (3.9) упрощается:

Откуда

(3.10)

Если концентрация ионов [K⁺] и [A^–], образовавшихся в результате диссоциации, одинакова (KA ⇄ K⁺ + A^–) и ее можно определить по уравнению: [K⁺] = [A^–] = с ∙ a, то

[K⁺] = [A^–] = c

где с – концентрация раствора электролита, моль/дм³; К _дис – константа диссоциации электролита.

Пример 3. Вычислите степень диссоциации хлорноватистой кислоты и концентрацию ионов водорода в растворе с концентрацией электролита, равной 0,05 моль/дм³.

Решение. HClO – слабый электролит: HClO ⇄ H⁺+ ClO^–. Следовательно, в соответствии с законом разбавления Оствальда (3.10), определяем степень диссоциации:

К _дис(HClO) = 5 ∙ 10^–8;

Концентрацию ионов водорода определяем по формуле (3.7).

Так как при диссоциации HClO ⇄ H⁺ + ClO^– образуется один ион Н⁺(k (Н⁺) =1), то

c (Н⁺) = 5 ∙ 10^–2 ∙ 1 ∙ 10^–3 ∙ 1 = 5 ∙ 10^–5 моль/дм³.

Ответ: a(HClO) = 1 ∙ 10^–3; c (Н⁺) = 5 ∙ 10^–5 моль/дм³.