Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах

I. Кислоты – это электролиты,  при  диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

HCl <=>H⁺ + Cl^-

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

I ступень:          К^а _I = 7.3 ×10 ^-10

II ступень:          К^а _II = 1.8 ×10 ^-13

III ступень:              К^а _III = 1.6 ×10 ^-14

К^а _I; К^а _II; К^а _III   называются  константами диссоциации по I, II и III ступеням.

= 7.3 ×10^-10; = 1.8 ×10^-13

= 1.6 ×10^-14

Общий ион H ⁺, придает окраску индикаторам.

II. Основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид - ионы ОН⁻.

NaOH <=> Na⁺ + ОН ⁻

Многокислотные  основания  диссоциируют  ступенчато:

Iступень:           ,

I Iступень:        ,

I I Iступень:         ,

Где К^в _I; К^в _II; К^в _III - константы диссоциации по I, II и III ступеням.

Анионы ОН ⁻ придают окраску индикаторам.

III. Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и анионы кислотного остатка.

Средние соли:    NaCl <=> Na⁺ + Cl^-

Кислые соли:  NaHSO₄<=> Na⁺ + HSO₄^-; HSO₄^- <=> H⁺ + SO₄^2-

Основные соли: BaOHCl<=> BaOH⁺+ Cl^-; BaOH⁺ <=>Ba²⁺+ ОН ⁻

Общих ионов нет, индикаторы не изменяют окраску.

Процесс электролитической диссоциации веществ в водных растворах количественно характеризуется двумя величинами:

  1. степенью электролитической диссоциации - a,

  2. константой диссоциации - К_дис.

I. Степень диссоциации (a) – это отношение числа  молекул, распавшихся на ионы к общему числу молекул электролита.

Факторы, влияющие на степень диссоциации:

1. Природа растворенного вещества, тип связи (чем полярнее связь, тем легче идет диссоциация).

2. Природа растворителя (чем больше величина диэлектрической проницаемости ε, тем легче идет диссоциация).

3. Концентрация  (при разбавлении a увеличивается;   a = ).

4. Температура  (с увеличением температуры a растет до определенной величины, затем уменьшается).

5. Влияние одноименного иона (вводимый в систему одноименный ион подавляет диссоциацию слабого электролита).

По величине степени диссоциации электролиты делятся на:

1. Сильные, у которых α > 30%: соли, некоторые кислоты - HClO₄, H₂SO₄, HNO₃, HI, HBr, HCl, гидроксиды щелочных металлов, гидроксиды щелочно-зельных металлов: кальция, стронция и бария.

2. Средние, у которых  30% < a <5%: H₃PO₄.

3. Слабые, у которых   a <5%: H₂O, HCN, NH₄OH.

II. Константа диссоциации (К_дис) – это константа равновесия процесса диссоциации.

Рассмотрим равновесие в растворе слабого электролита.

KA «K ⁺ + A ^-

Пусть  концентрация слабого электролита в растворе   С моль/л, a - степень диссоциации. Тогда концентрация недиссоциированных молекул [KA]= с(1-a), а концентрация каждого из ионов [K⁺]=[ A^-]= сa. Выражение для константы диссоциации имеет вид:

Это уравнение представляет собой закон разбавления Оствальда. Оно позволяет определять степень диссоциации при разных концентрациях электролита,  если известна его константа диссоциации; а также константу диссоциации электролита,  если известна его степень диссоциации при какой-либо концентрации.

Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала, a<<1, уравнение примет следующий вид:

К_дис @ a²·с или a= .

Таким образом, степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора.