Электролитическая диссоциация. Константа и степень диссоциации, закон Оствальда. Сила кислот и оснований.

Согласно теории электролитической диссоциации (1883-1887) шведского ученого Сванте Августа Аррениуса, электролиты в растворах распадаются (диссоциируют) на ионы вследствие электростатического взаимодействия с полярными молекулами растворителя.

Cтепень диссоциации α равна отношению числа продиссоциировавших молекул n_дисс к общему числу молекул n_общ:

Степень диссоциации (ионизации) α – это число, показывающее, какая часть от общего количества молекул растворенного электролита распадается на ионы.

Единицы измерения степени диссоциации α – доли единицы, либо проценты.

• Если α = 1 (α = 100%), то все исходные частицы в растворе распались на ионы (n_дисс = n_общ);

• Если α < 1 (α < 100%), то не все исходные частицы распались на ионы, а только часть их (n_дисс<n_общ)

Константа электролитической диссоциации.

Реакция электролитической диссоциации слабого электролита характеризуется константой равновесия – константой электролитической диссоциации Кд.

• КtАn = Kt⁺ + An^–

[Kt+] и [An–] – равновесные концентрации продуктов диссоциации – ионов Kt+ + An–.

• [KtAn] – равновесная концентрация недиссоциированных молекул KtAn в растворе.

1) Сильные электролиты (α > 30%);

2) Средние электролиты (5% < α < 30%);

3) Слабые электролиты (α < 5%).

Если диссоциации подвергаются молекулы слабой кислоты, то константу диссоциации называют константой кислотности (Ка).

Если диссоциации подвергаются молекулы слабого основания, то константу диссоциации называют константой основности (Кb):

Величина константы диссоциации Кд характеризует способность электролита диссоциировать на ионы.

Чем выше значение Кд, тем более сильным является электролит и в большей степени электролит распадается на ионы.

Связь константы диссоциации и степень диссоциации KtAn = Kt⁺ + An^–
В момент равновесия: [Kt⁺] = [An^–].

Концентрация недиссоциированных молекул равна: [KtAn] = C(1–α)

Закон разбавления Оствальда:

Степень диссоциации определяется константой диссоциации и концентрацией слабого электролита в растворе.

Рассмотрим равновесные молярные концентрации исходного слабого электролита и образовавшихся катионов и анионов в состоянии химического равновесия:

Молярные концентрации веществ	MA	M^+	A^−
В начальный момент времени (τ0)	с 0
К моменту достижения равновесия (τравн.)	[MA]= (1−α) с 0	[M^+] = α с 0	[A^−] = α с 0

Отсюда:

Данное выражение было впервые выведено немецким физикохимиком В. Оствальдом (закон разбавления Оствальда). Закон разбавления показывает, что степень диссоциации данного слабого электролита зависит от его концентрации и константы диссоциации.

Последняя в данном растворителе и для данного электролита зависит только от температуры.

При очень низкой степени диссоциации (α < 1%) принимают, что (1 − α) ≅ 1. Тогда уравнение Оствальда упрощается до формулы: K _д = α² с ₀. В таком приближенном виде уравнение Оствальда чаще всего и используется химиками.

Рассматривая зависимость степени диссоциации от концентрации слабого электролита, мы обнаруживаем, что повышение концентрации ведет к снижению степени диссоциации, а разбавление раствора, наоборот, к ее повышению. При бесконечном разбавлении (когда концентрация электролита стремится к 0) степень диссоциации стремится к 1.

Сила кислот и оснований

Направление смещения кислотно-основного равновесия определятся следующим правилом:

Кислотно-основные равновесия смещены в сторону более слабой кислоты и более слабого основания.

1) Сила кислоты – характеристика кислоты, показывающая, насколько легко кислота отдает протоны молекулам данного растворителя.

Кислота тем сильнее, чем легче она отдает протон, а основание тем сильнее, чем легче оно принимает протон и прочнее его удерживает. Молекула (или ион) слабой кислоты не склонна отдавать протон, а молекула (или ион) слабого основания не склонна его принимать, этим и объясняется смещение равновесия в их сторону.

Так как кислоты могут реагировать с разными основаниями, то соответствующие равновесия будут смещены в ту или иную сторону в разной степени.

Сильная кислота – кислота, реагирующая с избытком воды необратимо.

Слабая кислота – кислота, реагирующая с избытком воды обратимо и, как правило, незначительно.

Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HClO4, HClO3, H2SO4, H2SeO4, HNO3 и некоторые другие.

2) Сила основания – характеристика основания, показывающая, насколько прочно основание связывает протоны, оторванные от молекул данного растворителя.

Основание тем сильнее, чем слабее сопряженная кислота. И наоборот, кислота тем сильнее, чем слабее сопряженное основание.

Как и кислоты, существуют сильные и слабые основания.

Сильное основание – основание, реагирующее с избытком воды необратимо.

Слабое основание – основание, реагирующее с избытком воды обратимо и, как правило, незначительно.

К сильным веществам-основаниям относятся все хорошо растворимые ионные гидроксиды (их называют еще " щелочами "), так как при их растворении в воде гидроксид-ионы полностью переходят в раствор.

К слабым основаниям относится практически нерастворимые гидроксиды элементов, образующих металлы.

Не обладают основными свойствами анионы Cl, Br, I, HSO4, NO3 и другие анионы, образующиеся из сильных кислот

Не обладают кислотными свойствами катионы Li, Na, K, Ca2, Ba2 и другие катионы, входящие в состав сильных оснований.

Вопрос 13.