Диссоциация кислот, оснований

РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Электролиты – химические вещества и системы, в которых прохождение электрического тока осуществляется за счет движения ионов. Такие проводники относятся к проводникам второго рода. Наличие свободных ионов объясняется явлением диссоциации (ионизации) – распадом молекул на ионы: а) при образовании растворов - под действием полярных молекул растворителя (электролитическая диссоциация); б) при образовании расплавов - в результате термического распада (термическая диссоциация). В зависимости от степени электролитической диссоциации a = n/N, (где n – число распавшихся молекул, N-исходное число растворенных молекул) электролиты подразделяются на сильные (a»1), слабые (a < 0,03) и средней силы (0,03 < a <0,3). Степень диссоциации зависит от концентрации электролита (чем больше концентрация – тем меньше степень диссоциации). Для расчетов пользуются не концентрацией электролита, а его эффективной концентрацией – активностью (а) а = f•C_м. В этом уравнении f-коэффициент активности (определяется экспериментально) учитывает отклонение активности от концентрации. Для разбавленных растворов слабых электролитов f можно считать равным единице и для расчетов можно использовать концентрацию – С_м.

Диссоциация кислот, оснований

Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса, кислотой называется вещество, которое при диссоциации отщепляет свободные ионы водорода Н⁺, а основанием – вещество, которое при

диссоциации отщепляет свободные ионы гидроксида ОН^-. Основания, образованные щелочными металлами (Li, Na, K и т.д.), являются сильными электролитами (a»1) и называются щелочами. Диссоциация кислот и оснований протекает ступенчато: последовательно отщепляется ион Н⁺ (или ОН ^-), т.е. число ступеней зависит от основности кислоты (числа атомов Н в молекуле) или от кислотности основания (числа гидроксидных групп ОН ^-). Например: диссоциация Н₃РО₄ протекает в три ступени:

I Н₃РО₄ ⇄ Н⁺ + Н₂РО₄^- a ₁ < 1;

II Н₂РО₄ ^- ⇄ Н⁺ + НРО₄^2-, a ₂ <a ₁;

III НРО₄^2- ⇄ Н⁺ + РО₄^3-, a ₃ <a ₂ <a ₁;

а Zn(OH)₂ в две ступени:

I Zn(OH)₂ ⇄ ZnOH⁺ +OH ^-; II ZnOH⁺ ⇄ Zn²⁺+ OH ^-

Процесс диссоциации солей определяется типом соли: средние соли распадаются одноступенчато, диссоциация кислых и основных определяется «остатком» кислоты (или основания) в составе соли. Например, основная соль MgOHCl диссоциирует в 2 ступени:

I. MgOHCl ⇄ MgOH⁺ + Cl ^-, a =1; II. MgOH⁺ ⇄ Mg²⁺ + OH ^- a <1.

Обратимый процесс диссоциации слабых электролитов характеризуется константой диссоциации К_д. Например, для слабой уксусной кислоты, процесс диссоциации которой идет в соответствии с уравнением CH₃COOH ⇄ H⁺ + CH₃COO ^-,

К_д = . В зависимости от величины К_д

электролиты подразделяются на сильные (К_д > 10^-3) и слабые (К_д < 10 ^-3). К_д зависит только от природы электролита и температуры и является табличной величиной.

Для слабых электролитов бинарного типа (распадаются на один катион и один анион) взаимосвязь между исходной концентрацией растворенного вещества (молярностью См), концентрациями ионов, нераспавшихся молекул, степенью и константой диссоциации выражается законом разведения (разбавления) Оствальда:

Реакция диссоциации АВ ⇄ А⁺ + В^-

Концентрации ионов в растворе [A⁺] = [B^-] = a C_м

Концентрация нераспавшихся молекул [AB] = (1- a) C_м

Уравнение Оствальда для слабых (ά→0, К_д <10^{- 4}) электролитов К_д = a ²С_м