Электролитическая диссоциация. Теория эд С. Аррениуса. Степень эд. Сильные и слабые Электролиты. Константа диссоциации.

По способности проводить эл. ток все вещества делятся на 2 группы – электролиты и неэлектролиты.

Электролиты – вещества, проводящие эл ток в растворенном или расплавленном состоянии, к ним относятся соединения с ковалентной полярной или ионной связью (NaCl, H2SO4, NaOH)

Неэлектролиты - вещества, не проводящие эл ток в растворенном или расплавленном состоянии, к ним относятся соединения с ковалентной неполярной или слабополярной связью, чаще всего органические (бензол С6Н6)

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией.

Особенности свойств растворов электролитов объяснил шведский ученый Сванте Аррениус, создав теорию ЭД.

Ее основные положения:

1. Электролиты при растворении в воде распадаются на ионы

 – NaCl   Na+ + Cl-

Свойства ионов отличаются от свойств простых веществ, например, натрий – серебристо-белый металл, взаимодействует с водой с выделением большого количества тепла, а ион Na+ не обладает металлическим блеском, гидратация его не сопровождается выделением тепла

       2. Ионы находятся в постоянном хаотическом движении, что и обуславливает тепловое движение.

       3. под действием постоянного эл тока ионы приобретают направленное движение: «+»заряженные ионы (катионы) движутся к «-«источнику тока (катоду), а «-»заряженные ионы(анионы) движутся к «+» источнику тока (аноду).

       4. Диссоциация является обратимым процессом, одновременно в р-ре протекает обратный процесс объединения ионов в молекулы – ассоциация, поэтому в уравнениях ставится знак обратимости (слабые активнее ассоциируют, их ионов меньше в растворе)

 

       Основной причиной процесса Д является гидратация ионов. Ионы, окруженный молекулами воды называются гидротированными. В схемах Д гидротированность ионов предполагается, но не указывается.

Для характеристики силы электролита ведено понятие степень ЭД - (α) – это отношение молекул, продиссоциировавших на ионы (N) к общему числу растворенных молекул (n)

       N

α = ---------- ∙ 100%, выражается в долях от единицы или в %.

       n

 

для сильных электролитов α > 30%, к ним относятся:

1) все соли (растворимые)

2) сильные кислоты (Н2SO4, HCl, НBr, HI, HMnO4, HNO3 и д.р.)

3) гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

 

для слабых электролитов α < 3%, к ним относятся:

1) слабые кислоты (Н2S, H2CO3, HCN, H₂SiO₃, H₃BO₃, и т.д. большинство органических кислот)

2) гидроксиды за исключением щелочей

 

для электролитов средней силы 3% < α < 30%, к ним относятся

1) кислоты средней силы (H3PO4 - фосфорная, H2SO3 - сернистая, HNO2 - азотистая, HF, H₂Cr₂O₇, H₂CrO₄ и др.)

 

Величина степени Д зависит от температуры (прямая зависимость) и от концентрации (обратная зависимость)

Для сильных электролитов процесс Д практически необратим. Для слабых Д является реально обратимым процессом и характеризуется константой равновесия, называемой константой диссоциации. – Кд – отношение произведения концентраций ионов, образующихся при Д к концентрации непродиссоциировавших молекул в степени коэф-в гомогенного равновесия

Например – фосфорная к-та:

H3PO4        3 H+ +   PO4 3-

 

          3      3- 1

   [H+] ∙ [PO4]

Кд = ------------------

       [H3PO4]

 

К_д характеризует способность слабого! электролита диссоциировать на ионы.

Величина Кд зависит от природы растворимого вещества и растворителя, и от т-ры, но НЕ зависит от концентрации раствора. Чем больше значение Кд, тем легче электролит распадается на ионы.

Зависимость степени диссоциации (α) от константы диссоциации (Кд) определяется законом разбавления Оствальда:

К д = α² * С (формула справедлива для разбавленных растворов слабых электролитов(α<<1))