Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации Аррениуса - степень диссоциации, константа диссоциации
Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации Аррениуса: степень диссоциации, константа диссоциации. Факторы, влияющие на них. Закон разбавления Оствальда.
По способности веществ распадаться или не распадаться в расплаве или растворе на катионы и анионы различают электролиты и неэлектролиты.
Электролиты – вещества, которые подвергаются электролитической диссоциации, и вследствие чего их расплавы или растворы проводят электрический ток.
К электролитам принадлежат все соли, а также кислотные, основные и амфотерные гидроксиды.
Раствор электролита представляет собой смесь молекул растворителя и сольватированных (ионы растворенного вещества, окруженные соответственно ориентированными диполями растворителя) молекул и ионов растворенного вещества. Относительное количество молекул, распавшихся на ионы, характеризующее степень диссоциации электролита α , зависит от природы растворителя, природы и концентрации электролита, температуры, давления и наличия других электролитов в растворе.
Процесс распада полярного вещества в растворе на ионы называют электролитической диссоциацией (ионного – ионизацией). По способности к электролитической диссоциации электролиты обычно подразделяют на сильные и слабые. К сильным электролитам обычно относят вещества, которые в растворе практически полностью диссоциированы на ионы. Слабыми электролитами считают вещества, степень диссоциации, которых невелика. Понятие степень диссоциации электролита α как величины, равной отношению числа распавшихся (диссоциированных) молекул Nдисс к общему числу молекул N0 электролита, α = Nдисс ⁄ Nо было введено Аррениусом – создателем первой количественной теории растворов электролитов. Теория электролитической диссоциации и основанная на ней классификация кислот и оснований в полной мере применимы лишь к водным растворам.
Процесс электролитической диссоциации возникающий в результате сольватации, обратим, т.е. наряду с равпадом молекул растворенного вещества происходит их образование из ионов:
Кm Аn D mКZ1+ + nАZ2- где Кm Аn – молекула электролита; КZ1+- катион; АZ2- - анион; Z1 и Z2 - заряд аниона и катиона соответственно; n и m – стехиометрические коэффициенты. Равновесие между ионами и молекулами электролита подчиняется закону действия масс. Поэтому важной характеристикой процесса диссоциации является константа диссоциации (константа ионизации) Кd (С) , вычисленная по равновесным концентрациям молекул и ионов: Кd (С) = [КZ1+] m [АZ2-]n ⁄[К mАn] , где [КZ1+], [АZ2-] –равновесные молярные концентрации катионов и анионов соответственно; [К mАn] - равновесная молярная концентрация недиссоциированных молекул электролита.
Константу равновесия процесса диссоциации принято обозначать Ка в случае слабых кислот и Кb для слабых оснований.
Рекомендуемые материалы
Пример диссоциации слабого основания (гидроксид аммония) NН4ОН D NН4+ + ОН-
Кb = [NН4+] [ОН-] ⁄ [NН4ОН] = 1,8 ×10-5
Многоосновные кислоты и многоосновные основания диссоциируют ступенчато.
Константа диссоциации характеризует процесс диссоциации данного электролита в данном растворителе, но не зависит от концентрации электролита и при постоянной температуре Кd (С) =соnst. Очевидно, что степень диссоциации α тем больше, чем ниже концентрация, т.е. чем сильнее разбавлен раствор.
Стратегия управления персоналом - лекция, которая пользуется популярностью у тех, кто читал эту лекцию.
В состоянии равновесия концентрации катионов КZ+ и анионов АZ- будут равны [КZ+] = [АZ-] = α С, а концентрация недиссоциированных молекул [КА] = (С – αС) = С ( 1- α) подставляя эти выражения в уравнение для константы диссоциации получим:
Кd (С) = α2 × С
1- α - это выражение описывает закон разбавления (разведения) Оствальда для слабых электролитов. В случае когда степень диссоциации электролита α<<1, что имеет место при С ⁄Кd (С) ≥100, величиной α по сравнению с 1 можно пренебречь и закон разбавления Оствальда записать в упрощенном варианте Кd (С) ≈ α2С.
Из закона разбавления Оствальда следует, что степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита.