Электролитическая диссоциация – равновесный процесс, т.е. одновременно с процессом ионизации происходит и моляризация (соединение ионов в молекулы). Для количественной характеристики равновесия процесса ионизации было введено понятие степени диссоциации a. Степень диссоциации зависит от ряда факторов: природа электролита и растворителя, концентрация электролита в растворе, температура (в большинстве случаев электролитическая диссоциация - эндотермический процесс, поэтому увеличение температуры приводит к незначительному возрастанию значения a.
Для растворов с молярной концентрацией См = 0,1 моль/л в зависимости от величины степени диссоциации существуют следующие условные границы силы электролитов:
для сильных электролитов - a > 30 %
для слабых электролитов - a < 3 %
для электролитов средней силы – 3 % < a < 30 %
Сильные электролиты в водных растворах полностью диссоциируют на ионы. Их диссоциация происходит необратимо:
HNO3 ® H+ + NO3-
Слабые электролиты в водном растворе диссоциируют частично, т.к. их диссоциация является обратимым равновесным процессом, что и отражается знаком обратимости в уравнениях диссоциации:
|
|
СНСООН ═ СНСОО- + Н+
Применительно к водным растворам сильными электролитами являются:
1. Сильные кислоты:
HCl, HBr, HY, H2SO4, HNO3, HСlO4, HMnO4
2. Сильные основания (щелочи):
гидроксиды щелочных (группа IA) и щелочноземельных металлов (г руппа IIA периодической системы, кроме гидроксидов Be(OH)2, Mg(OH)2).
3. Большинство растворимых солей(исключения: Fe (SCN)3, Mg(CN)2, HgCI2, Hg(CN)2 и др.)
К слабым электролитам относятся:
1. Слабые кислоты:
H2CO3, H2S, H3BO3, HCN, HNO2, H3PO4, H2SO3, H2SiO3 и большинство органических кислот.
2. Слабые основания и амфотерные гидроксиды металлов: Be(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2,Zn(OH)2, гидроксид аммония NH4OH, а также органические основания – амины (CH3NH2 ) и амфолиты (H3N+CH2COO-).
3. Очень слабым электролитом является вода, a = 2 ∙10-9.
Необходимо отметить, что между силой электролита и его растворимостью нет прямой связи. Хорошо растворимые в воде вещества могут быть сильными электролитами (HCl, NaOH, NaCl), слабыми электролитами (CH3COOH, NH4OH), неэлектролитами (C2H5OH, C6H12O6). С другой стороны, некоторые соли плохо растворимы в воде, например в 1 л воды растворяется только 2 мг BaSO4, но все это количество соли существует в растворе только в виде ионов, поэтому BaSO4 - сильный электролит.
Для характеристики силы электролита неудобно использовать только величину степени диссоциации, т.к. для этого необходимо иметь растворы одинаковых концентраций. Количественной характеристикой процесса диссоциации слабых электролитов является константа диссоциации.
CH3COOHÛCH3COO++ H-
|
|
В растворах слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Это равновесие количественно характеризуется константой равновесия, которая применительно к процессу диссоциации называется константой диссоциации:
[Н+]•[СН3СОО-]
Кдисс = [СН3СООН]
Константа диссоциации электролита не зависит от концентрации раствора, но зависит от температуры, а также от природы растворенного вещества и растворителя и при данных условиях является постоянной величиной. Кдисс показывает отношение концентрации ионов в растворе слабого электролита к концентрации недиссоциированных молекул. У сильных электролитов константа диссоциации отсутствует.
Константа диссоциации слабых электролитов является мерой их силы: чем меньше значение константы, тем слабее электролит.