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

 

H₃PO₄ H⁺ + 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.