double arrow

Константа диссоциации



Степень диссоциации

Изучая свойства растворов электролитов, С. Аррениус ввёл понятие «степень диссоциации», предположив, что некоторые электролиты не могут полностью диссоциировать на ионы.

Степенью диссоциации a называется отношение числа молекул, распавшихся в растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.

  (1)

где: N(X) – число продиссоциировавших молекул электролита X;

N0(X) – общее число молекул электролита X в растворе.

Степень диссоциации (a) зависит от следующих факторов:

– от природы электролита и растворителя;

– концентрации электролита;

– температуры.

Степень диссоциации можно также выразить через количество вещества по формуле:

  (2)

где n(X) – количество молей продиссоциировавшего вещества X;

n(X) – общее количество молей вещества X в растворе;

Na – число Авогадро.

Количество вещества можно выразить через молярную концентрацию раствора и объём раствора, поэтому степень диссоциации можно также определить как отношение молярной концентрации продиссоциировавшего вещества к молярной концентрации всего вещества, находящегося в растворе.




  ( 3)

где [Х] – молярная концентрация продиссоциировавшего вещества X;

0] – общая молярная концентрация вещества X в растворе.

Электролиты можно разделить на 2 большие группы: электролиты сильные и слабые.

Сильные электролиты диссоциируют в растворах полностью и процесс диссоциации необратим: HNO3 ® H+ + NO3 . Из этого следует, что степень диссоциации сильного электролита равна 1.

Сильными электролитами являются:

–все растворимые соли;

– гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (NaOH, KOH, Ba(OH)2;

– некоторые кислоты (H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI.

Для слабых электролитов степень диссоциации α < 1, поскольку слабые электролиты диссоциируют лишь частично, и процесс диссоциации обратим,т.е. в растворе устанавливается динамическое равновесие между ионами и непродиссоциировавшими молекулами.

Основные слабые электролиты:

– вода H2O;

– гидроксиды Al(OH)3;


Обратимый характер диссоциации слабых электролитов отражается при записи уравнений.

CH3COOH ⇆ CH3COO + H+

H3PO4 ⇆ H+ + H2PO4

H2PO4 ⇆ H+ + HPO42–

HPO42– ⇆ H+ + PO43–

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия.



Ниже приводится выражение константы равновесия для процесса диссоциации уксусной кислоты CH3COOH ⇆ CH3COO + H+.

Константа равновесия, соответствующая процессу диссоциации слабого электролита, называетсяконстантой диссоциации.

Величина константы диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, температуры, но не зависит от концентрации электролита в растворе.

Она характеризует способность данной кислоты или данного основания распадаться на ионы: чем легче электролит диссоциирует на ионы, тем больше константа диссоциации.

Константа диссоциации является справочной величиной.

Ступенчатая диссоциация электролитов.Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато.

Каждая стадия ступенчатой диссоциации многоосновной кислоты характеризуется своей константой диссоциации.

H3PO4 ⇆ H+ + H2PO4

H2PO4 ⇆ H+ + HPO42–

HPO42– ⇆ H+ + PO43–

Аналогичные соотношения характеризуют и ступенчатую диссоциацию оснований многовалентных металлов.

Fe(OH)2 ⇆ FeOH+ + OH

FeOH+ ⇆ Fe2+ + OH

При ступенчатой диссоциации веществ распад по первой ступени всегда происходит в гораздо большей степени, чем по второй; по второй стадии – больше, чем по третьей и т.д. Иначе говоря, соблюдается неравенство:

K1 >> K2 > K3 > ... .

Это объясняется тем, что энергия, необходимая для отрыва иона от нейтральной молекулы, меньше, чем от заряженной частицы. Например, отрыв иона H+ будет происходить более легко от нейтральной частицы – молекулы H3PO4, чем от отрицательно заряженного иона H2PO4. В свою очередь, отрыв иона H+ от однозарядного иона H2PO4 требует меньшей энергии, чем от двухзарядного иона HPO4.

Кислые и основные соли также диссоциируют ступенчато, например:


Нетрудно заметить, что диссоциация гидроаниона или гидроксокатиона идентична второй или третьей ступени диссоциации соответствующих кислоты или основания и потому подчиняется тем же закономерностям, которые были сформулированы для ступенчатой диссоциации кислот и оснований. В частности, ес­ли основная соль соответствует слабому основанию, а кислая соль - слабой кислоте, то диссоциация гидроаниона или гидроксокатиона (т. е. вторая или третья ступень диссоциации соли) протекает в незначительной степени.

Во всякой кислородсодержащей кислоте и во всяком осно­вании (имеются в виду кислоты и основания в традиционном понимании) имеются гидроксогруппы. Разница между кислотой и основанием заключается в том, что в первом случае диссо­циация происходит по связи ЭО—Н, а во втором — по связи Э—ОН.

Амфотерные гидроксиды диссоциируют и как основания, и как кислоты (и те и другие очень слабые). Так, ионизацию гидроксида цинка можно представить следующей схемой (без учета гидратации образующихся ионов):


Прибавление кислоты смещает эти равновесия влево, а при­бавление щелочи - вправо. Поэтому в кислой среде преобладает диссоциация по типу основания, а в щелочной — по типу кисло­ты. В обоих случаях связывание в молекулы воды ионов, обра­зующихся при диссоциации малорастворимого амфотерного электролита, вызывает переход в раствор новых порций таких ионов, их связывание, переход в раствор новых ионов и т. д. Следовательно, растворение такого электролита происходит как в растворе кислоты, так и в растворе щелочи.



Сейчас читают про: