Классификация электролитов по степени диссоциации

 

Сильные α > 0,3; слабые α < 0,03 (при концентрации около 0,1 М)

 

Количественно процесс диссоциации электролита описывают константой диссоциации (К_дис или рК_дис).

Для слабых электролитов в справочных таблицах обычно приводят константы диссоциации или их отрицательные десятичные логарифмы.

 

HA↔H+ + A–		Ка = Ккисл = [H+]•[A–]/[HA]
	pКа = -lg(Ка)

 

Например, для уксусной кислоты (СН₃СООН) К_а = 1,8•10^-5; рК_а = 4,8

Закон разбавления (Оствальда)

Допустим, концентрация электролита, распадающегося на 2 иона, равна С, а степень его диссоциации в данном растворе составляет a, тогда уравнение для константы диссоциации процесса примет вид:

К_дис= ,

где С·a – концентрация каждого из ионов, а С(1 – a) – концентрация недиссоциированных молекул.

Это уравнение представляет собой закон разбавления Оствальда. Оно позволяет определять степень диссоциации при разных концентрациях электролита, если определена его константа диссоциации; также константу диссоциации электролита, если известна его степень диссоциации при какой-либо концентрации. Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала, уравнение закона Оствальда можно упростить. В данном случае a<<1, и, следовательно, этой величиной можно пренебречь в знаменателе правой части уравнения. Тогда это уравнение примет следующий вид:

К_дис @ a²·С или a =

Таким образом, степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора.

Величина К_дис электролит а зависит от следующих факторов:

1.Природы электролита и растворителя;

2.Температуры;

но не зависит от концентрации растворённого вещества.

К_дис характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем меньше К_дис электролита, тем слабее электролит. Значения К_дис различных электролитов приводятся в справочниках при Т=298К (см. табл. 15).

Таблица 15

Значения Кдис различных электролитов

Электролит	Константа диссоциации Ка (при 25°С)
HNO2	Ка=4·10-4
H2O2	Ка, 1=10-12; Ка, 2=10-25
H2SiO3	Ка, 1=10-10; Ка, 2=10-22
H2SO3	Ка, 1=2·10-2; Ка, 2=10-14
H2S	Ка, 1=6·10-8; Ка, 2=10-14
CH3COOH	Ка =1,74·10-5
HCOOH	Ка =1,8·10-4
H2CO3	Ка, 1=4,5·10-7; Ка, 2 =4,7·10-11
NH4OH	Ка =1,8·10-5
HF	Ка =7·10-4

 

Самым слабым электролитом из приведённых в таблице 15, является H₂O₂, а самым сильным – НF.

Все электролиты можно разделить на две группы: слабые и сильные.

Сильные электролиты в водных растворах диссоциированны практически полностью. Понятие степени диссоциации к ним практически не применимо.

Слабые электролиты диссоциируют в водных растворах лишь частично, и в растворе имеет место динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.