1.4.5. Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты.

Теория электролитической диссоциации

Электролиты, как сильные, так и слабые и даже очень сильно разбавленные не подчиняются закону Рауля и принципу Вант-Гоффа.

Имея способность к электропроводности, значения давления пара растворителя и температуры плавления растворов электролитов будут более низкими, а температуры кипения более высокими по сравнению с аналогичными значениями чистого растворителя. В 1887 г С. Аррениус, изучая эти отклонения, пришел к созданию теории электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация предполагает, что молекулы электролита в растворе распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы, которые названы соответственно катионами и анионами.

Сущность теории электролитической диссоциации

  1. В растворах электролиты распадаются на ионы, т.е. диссоциируют. Чем более разбавлен раствор электролита, тем больше его степень диссоциации.
  2. Диссоциация — явление обратимое и равновесное.
  3. Молекулы растворителя бесконечно слабо взаимодействуют (т.е. растворы близки к идеальным).

Степень диссоциации электролита зависит от:

  • природы самого электролита
  • природы растворителя
  • концентрации электролита
  • температуры.

Степень диссоциации

Степень диссоциацииα, показывает какое число молекул n распалось на ионы, по сравнению с общим числом растворенных молекул N:

α = n/N

  • Степень диссоциации равна 0 α = 0 означает, что диссоциация отсутствует.
  • При полной диссоциации электролита степень диссоциации равна 1 α = 1.

С точки зрения степени диссоциации, по силе электролиты делятся на:

  • сильные (α > 0,7),
  • средней силы ( 0,3 > α > 0,7),
  • слабые  (α < 0,3 ).

Константа диссоциации

Более точно процесс диссоциации электролита характеризует константа диссоциации, не зависящая от концентрации раствора. Если представить процесс диссоциации электролита в общем виде:

Aa Bb ↔ aA + bB+

K = [A]a·[B+]b/[Aa Bb]

Для слабых электролитов концентрация каждого иона равна произведению степени диссоциации α на общую концентрацию электролита С.

Таким образом, выражение для константы диссоциации можно преобразовать:

K = α2C/(1-α)

Для разбавленных растворов (1-α) =1, тогда

K = α2C

Отсюда нетрудно найти степень диссоциации

α = (K/C)1/2

Электролиты

При растворении в воде некоторые вещества имеют способность проводить электрический ток.

Те соединения, водные растворы которых способны проводить электрический ток называются электролитами.

Электролиты проводят ток за счет так называемой ионной проводимости, которой обладают многие соединения с ионным строением (соли, кислоты, основания).

Вещества, имеющие сильнополярные связи, но в растворе при этом подвергаются неполной ионизации (например, хлорид ртути II) являются слабыми электролитами.

Многие органические соединения (углеводы, спирты), растворенные  воде, не распадаются на ионы, а сохраняют свое молекулярное строение. Такие вещества электрический ток не проводят и называются неэлектролитами.

Приведем некоторые закономерности, руководствуясь которыми можно определить относятся вещества к сильным или слабым электролитам:

  1. Кислоты. К сильным кислотам из наиболее распространенных относятся HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4. Все они являются сильными электролитами. Почти все остальные кислоты, в том числе и органические являются слабыми электролитами.
  2. Основания. Наиболее распространенные сильные основания – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (исключая Be) относятся к сильным электролитам. Слабый электролит – NH3.
  3. Соли. Большинство распространенных солей – ионных соединений — сильные электролиты. Исключения составляют, в основном, соли тяжелых металлов.

Оцените статью
Рейтинг автора
5
Материал подготовил
Илья Коршунов
Наш эксперт
Написано статей
134
Добавить комментарий