Электролитическая диссоциация

Явление распада вещества на ионы в растворителе называется электролитической диссоциацией. Количественно диссоциация характеризуется степенью диссоциации a. Это отношение концентрации молекул, распавшихся на ионы (С), к общей концентрации растворенных молекул электролита (С_O):

a = C / C_O (2)

По величине степени диссоциации в растворах все электролиты делятся на 2 группы:

— слабые электролиты с a < 1;

— сильные электролиты с a = 1.

К слабым электролитам относят воду, ряд кислот, все основания р-, d- и f- элементов, а также подавляющее число комплексных ионов.

Молекулы слабых электролитов диссоциируют неполностью и обратимо, например:

HCN Û H⁺ + CN^- (*)

Наряду со степенью диссоциации важнейшей характеристикой слабых электролитов является константа диссоциации, имеющая смысл константы равновесия для реакции (*):

K_р = K _{Д HCN =} C_H+ ^. C_CN- / C_{HCN ,}

где C_H+, C_CN-, C_HCN - равновесные концентрации.

Таким образом, как и всякая константа равновесия константа диссоциации зависит только от температуры и природы реакции.

Молекулы многоосновных кислот и оснований диссоциируют ступенчато и каждая стадия характеризуется своей К _Д, например:

Zn(OH)₂ Û ZnOH⁺ + OH^-

K_Д1 = C_OH- ^. C_ZnOH+ / C_Zn(OH) = 4,4 ^. 10^{- 5} (1 ступень)

Zn OH⁺ Û Zn²⁺ + OH^-

K _Д2 = C_OH- ^. C_{Zn +} / C_ZnOH+ = 1,5 ^. 10^-9 (2 ступень)

при этом K_Д1 >> K_Д2;

Связь между K_Д и a слабого электролита выражается законом Оствальда.

Определим равновесные концентрации частиц, участвующих в реакции (*).

Тогда можно получить:

K_Д = a² С₀ / (1 - a) (3) или, если a << 1,

K_Д = a ² C₀ (3’)