Слабые электролиты: константа и степень диссоциации, закон разбавления Оствальда

Для количественной характеристики полноты диссоциации ввели понятие степеньэлектролитической диссоциации.

α= (% или доли) N – число распавшихся молекул

В зависимости от степени электролитической диссоциации:

- сильные электролиты: практически полностью диссоцириуют на ионы; α> 30%; это почти все водорастворимые соли: НCl HNO₃ KOH NaOH и др.

- слабые электролиты: практически не диссоциируют на ионы; α<3%; это большинство органических соединений, все водорастворимые соли: HF H₂SO₄ H₂S и др.

- средние электролиты.

Степень диссоциации зависит от:

- от концентрации раствора (с разбавлением раствора степень диссоциации возрастает);

- от температуры (если процесс диссоциации эндотермичен, то при повышении температуры ↑T степень диссоциации тоже возрастает α↑;если процесс экзотермичен, то при понижении температуры ↓T степень диссоциации тоже понизится ↓α).

- от добавления одноименных ионов (при наличии одноименных ионов степень диссоциации уменьшается).

Константы диссоциации.

Слабые электролиты диссоциируют не полностью и к ним можно применить закон действующих масс.

К_nA_m = nK^m+ + mA^n-

Кд =([K^m+]ⁿ*[A^n-]^m )/[ К_nA_m]

[K^m+]ⁿ и [A^n-]^m - молярные равновесные концентрации ионов

[К_nA_m] – молярная равновесная концентрация не продиссоциирующих ионов.

Кд – константа диссоциации.

Данное выражение справедливо для разбавленных растворов слабых электролитов. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее диссоциирует электролит.

Константа диссоциации зависит:

- от природы растворителя и электролита;

- от температуры;

- не зависит от концентрации раствора.

Между константой диссоциации и степенью диссоциации есть взаимосвязь.

Закон разбавления Оствальда (сильные электролиты этому закону не подчиняются)

Кд = (α²*с)/(1-α)

α – степень диссоциации

с – молярная концентрация электролита

Если α<<1, то Кд = α²*с

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато.

Кд = Кд1*Кд2*Кд3*…

Кд1>Кд2>Кд3…

Произведение растворимости.

Кд =[K^m+]ⁿ*[A^n-]^m это произведение растворимости

Для насыщенного раствора труднорастворимого электролита произведение молярных концентраций ионов есть величина постоянная при данной температуре.

Пр_т>Пр_р - осадок растворится

Пр_т < Пр_р - выпадает осадок

Произведение растворимости зависит:

- от температуры;

- от наличия в растворе одноименных ионов;

- в зависимости от принципа Ле Шателье;

Электролитическая диссоциация воды, ионное произведение воды. Водородный показатель рН, гидроксильный показатель рОН.

Н₂О – слабый электролит

Кд =([Н⁺]*[ОН^-] )/[ Н₂О] = 1,8*10^-16

[ Н₂О]=55,6 моль/дм³

Кд =[Н⁺]*[ОН^-]=10^-14 это ионное произведение воды

В чистой воде или в любом водном растворе при постоянной температуре ионное произведение воды – величина постоянная.

В чистой воде концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксогрупп.

[Н⁺]*[ОН^-]=10^-7 моль/дм³

[Н⁺]=[ОН^-] - раствор нейтрален

В качестве характеристики среды используют водородный и гидроксильный показатели.

рН = - lg [H⁺]

рOН = - lg [OH^-]

рН =рОН=7 - раствор нейтрален

рН +рОН=14

[H⁺]>10^-7 [OH^-]<10^-7 → рOН>7 рН<7 - среда кислая

[H⁺]<10^-7 [OH^-]>10^-7 → рOН<7 рН>7 - среда щелочная

Для определения реакции среды используют иономеры, а приближенное значение можно узнать с помощью индикаторов.

Фенолфталеин – кислая –бесцветный

- нейтральная – малиновый

- щелочная – малиновый яркий

Лакмус - кислая –красный

- нейтральная – феолетовый

- щелочная – синий