Факторы, влияющие на величину степени диссоциации

1. Концентрация раствора электролита. С увеличением концентрации раствора степень диссоциации уменьшается. Чем меньше концентрация электролита в растворе, тем больше степень диссоциации (см. далее закон разбавления Оствальда). При бесконечном разбавлении раствора степень диссоциации приближается к 1 (100 %).

2. т емпература. С повышением температуры степень диссоциации увеличивается.

3. Добавление электролита, содержащего одноименные ионы. При добавлении к раствору слабого электролита одноименных ионов степень диссоциации данного электролита уменьшается. Например, добавим к раствору уксусной кислоты раствор сильного электролита ацетата натрия:

СН₃СООН          СН₃СОО^- + Н⁺;                

CH₃COONa → CH₃COO^- + Na⁺.

В результате увеличилась концентрация ацетат-ионов, равновесие ионизации уксусной кислоты сместилось влево, уменьшилась концентрация ионов Н⁺ и, соответственно, уменьшилась степень диссоциации.

4. Природа растворителя. Чем полярнее растворитель, тем выше в нем степень диссоциации. Самый полярный растворитель – вода, поэтому в водных растворах степень диссоциации самая высокая.

5. Природа растворенного вещества. Как уже было сказано выше, по степени диссоциации все электролиты делят на три группы: слабые, средней силы и сильные.

Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты (a → 1)	Слабые электролиты (a → 0)
Кислоты
HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HMnO4, HClO4, H2SeO4	H2CO3, H2S, H3PO4, H2SiO3, HCN, HNO2, HCOOH, CH3COOH, H2SO3
Основания
Щелочи: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2	Все нерастворимые в воде основания: Cu(OH)2, Fe(OH)2 и др., а также гидрат аммиака NH3∙H2O
Соли
Большинство солей: Na2SO4, NaCl, KCl, Na2CO3, K3PO4, CH3COONa, HCOONa	Практически таких нет
	Вода Н2О ↔ Н+ + ОН-

Константа ионизации

 

В растворе слабых электролитов наблюдается равновесие между молекулами и ионами, к которому можно применить законы химического равновесия и записать константу равновесия (константу ионизации):

[ ] – равновесная концентрация.

К_ион. – это отношение произведения равновесных концентраций ионов в растворе к равновесной концентрации молекул электролита в растворе.

К_ион. зависит от природы растворителя, природы растворенного вещества, температуры и не зависит от концентрации раствора.

К_ион. используется для характеристики только слабых электролитов.

Ионизация слабых кислот характеризутся величиной константы ионизации К_а (acid - кислота).

Основность кислоты – это число ионов Н⁺, которое может отщепляться при диссоциации одной молекулы кислоты.

HCOOH, CH₃COOH, HNO₂ – одноосновные кислоты;

H₂SO₃, H₂СO₃ – двухосновные кислоты;

Н₃РО₄ – трехосновная кислота.

Ионизация слабых одноосновных кислот протекает в одну стадию и характеризуется одной константой ионизации К_а

Например, муравьиной кислоты:

НСООН ↔ НСОО^- + Н⁺

Или уксусной кислоты:

СН₃СООН ↔ СН₃СОО^- + Н⁺

Двух и более основные кислоты ионизируют ступенчато и характеризуются константами ионизации по каждой ступени:

I ступень   H₂S ↔ H⁺ + HS^-    

II ступень  HS^- ↔ H⁺ + S^2-                   .

Ионизация слабых оснований характеризуется величиной К_b (base – основание). Например, ионизация гидрата аммиака:

NH₃∙H₂O ↔ NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^-