Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты

Автор: | Декабрь 22, 2010

Экспериментальным путем установлено, что содержание ионов в воде с течением времени не меняется. Это происходит оттого, что ионы при своем беспорядочном движении сталкиваются и из них могут образовываться молекулы. Следовательно, электролитическая диссоциация есть процесс обратимый. В растворе одновременно происходят два процесса: ионизация молекул на ионы и образование молекул из ионов:

Ионизация
KСl<=> K+ + Сl-.
Моляризация

Для того чтобы количественно охарактеризовать диссо-циацию электролита, введено понятие степени диссоциации. Она равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы п, к общему числу  растворенных молекул n0:
a=n/n0

Степень диссоциации выражается или в десятичных дробях или, чаще, в процентах.
Если а=1 или 100%, электролит полностью распадается на ионы.
Если а = 0, диссоциация отсутствует.
Если а = 0,5 или 50%, то это означает, что из каждых 100 молекул данного электролита 50 находятся в состоянии диссоциации. Степень диссоциации электролита зависит от многих факторов.
1. Природа растворителя. Притяжение ионов зависит от природы среды, в которой они находятся. Поэтому и степень диссоциации электролита различна в различных растворителях. Электролит, хорошо диссоциирующий в воде воде, может плохо или совсем не диссоциировать в другом растворителе.

2. Концентрация раствора. С уменьшением концентрации раствора степень диссоциации увеличивается. Это происходит потому, что процесс образования молекул из ионов !В результате разбавления затрудняется: для образования молекулы должно произойти столкновение, а концентрация ионов и число столкновений с разбавлением уменьшаются.

3. Природа электролита. Различные электролиты имеют разную степень диссоциации в одинаковых условиях. Так, серная кислота в водных растворах диссоциирует во (много раз лучше, чем уксусная. По степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые, имеются электролиты средней силы. Обычно сравнивают степень диссоциации электролитов в 0,1 н. растворах. Сильными называют электролиты, степень диссоциации которых в 0,1 н. растворе выше 30%. Электролиты средней силы диссоциированы от 3% до 30%. Электролиты, степень диссоциации которых менее 3%, называются слабыми   (табл.  1).

4. Температура. У сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации уменьшается. У слабых при повышении температуры степень диссоциации «вначале повышается, а после 60 °С начинает уменьшаться.
Вода, которая является слабым электролитом, находится (в особом положении, так как диссоциация воды проходит с поглощением тепла. Поэтому с повышением температуры согласно принципу Ле-Шателье степень диссоциации воды заметно возрастает.
Как было указано выше, электролиты делятся на слабые и сильные.
Сильные электролиты в водном растворе диссоциированы

Таблица 1

Степень диссоциации в 0,1 н. растворах некоторых кислот и оснований

Кислота

Степень диссоциации,

%

Основание

Степень диссоциации, %

НС1 HN03 H2S04 HF

СНзСООН H2C03

90—95

60 8 1,4 0,17

кон

NaOH

Ва(ОН)2

NH4OH

н2о

90—95^ 77   5

1,4 i 210-7

практически полностью. В растворах сильных электролитов молекулы отсутствуют, поэтому о недиссо-циированных молекулах мы можем говорить только условно, фактически это будут лишь ионные пары Na+Cl~, а не NaCl, т. е. сблизившиеся противоположно заряженные ионы. По отношению к сильным электролитам мы можем говорить не об истинной, а о кажущейся степени диссоциации.
К сильным электролитам относятся:

1) почти все соли;
2) многие минеральные кислоты: H2S04, HN03, HCl, НСЮ4, HBr, HI, HMn04;
3) основания щелочных металлов, например: NaOH и КОН, а также Ва(ОН)2, Са(ОН)2.

Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют лишь частично. В растворе имеется большое количество недиссоциированных молекул.

К слабым электролитам относятся:

1) некоторые минеральные кислоты: H2C03, H2S, HN02, H2Si03, HCN и почти все органические кислоты;
2) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH4OH;
3) вода.

Кислоты Н3РО4, H2S03 и HF являются кислотами средней силы.
Мы уже говорили о том, что многоосновные кислоты и основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато. Диссоциация по первой ступени проходит в наибольшей степени, заметно понижаясь в последующих ступенях. Это наглядно видно на примере диссоциации ортофосфорной кислоты (0,1 М раствор).

H3PO4 7—^ Н+ + Н2Р04~ а = 26% (I ступень). Н2РОГ т—*• H+ + HPOI» а = 0,11% (П ступень). HPOl- -<—> H+ + POI- а = 0,001% (III ступень).

Степень диссоциации электролитов имеет огромное значение, так как от нее зависит химическая активность вещества. Чем более диссоциировано вещество в растворе, тем активнее вступает оно во взаимодействие. Например, если поместить кусочек цинка в раствор соляной кислоты, мы будем наблюдать бурное выделение водорода.

Проделав то же с раствором уксусной кислоты той же концентрации, мы обнаружим, что водород выделяется чрезвычайно слабо. Если мы подействуем на трудно растворимую соль ВаСг04 соляной кислотой, то соль растворится. В уксусной кислоте растворения не произойдет, так как концентрация ионов Н+ в растворе уксусной кислоты слишком мала. Как мы увидим ниже, в курсе качественного анализа, подобные явления имеют большое значение.