Степень диссоциации. Сила электролита

В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул. Для количественной оценки процесса диссоциации было введено понятие степени электролитической диссоциации. Отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита называется степенью диссоциации . По степени диссоциации в растворах все электролиты делятся на две группы. К первой относят электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице и почти не зависит от концентрации раствора. Их называют сильными электролитами. К сильным электролитам в водных растворах принадлежит подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты. В водных растворах они диссоциируют практически полностью. Истинная степень их диссоциации близка к 1 (100%), хотя экспериментально наблюдаемая (кажущаяся) находится в пределах от 30 % и выше.

Электролиты, степень диссоциации которых в растворе меньше единицы и уменьшается с ростом концентрации, называют слабыми электролитами. Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном, в недиссоциированном состоянии; для них α < 3%. К ним относят воду, ряд кислот, основания р -, d - и f - элементов. Между этими группами нет четкой границы, одно и тоже вещество в одном растворителе является сильным, а в другом – слабым электролитом.

Согласно теории электролитической диссоциации, кислотой является электролит, который диссоциирует с образованием ионов Н ⁺. Присутствием ионов Н⁺ можно обьяснить кислый вкус, способность изменять цвет индикаторов, взаимодействовать с основаниями а также с некоторыми металлами с выделением водорода.

Сильные кислоты (HCl, HNO₃, H₂SO₄ и др.) диссоциируют практически полностью, у слабых кислот диссоциирована лишь часть молекул. О силе кислот можно судить и по константе диссоциации: чем она больше, тем более диссоциирована кислота.

Электролит, диссоциирующий с образованием ионов ОН‾, называется основанием. Наличием ионов ОН‾ в растворе объясняется своеобразный "мыльный " вкус, способность изменять цвета индикаторов иначе, чем кислотами, способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей.

Сильные основания (LiOH, NaOH, KOH и др.) диссоциируют полностью, у слабых оснований диссоциирована лишь часть молекул.

Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты, и как основания:

H⁺ + RO‾ = ROH = R⁺ + OH‾

Такие электролиты называются амфотерными электролитами. Амфотерность электролитов объясняется малым различием прочности связей R - H и О - Н. Примером амфотерного электролита может быть гидроксид цинка:

2Н⁺ + [Zn(OH)₄]²‾ = Zn(OH)₂ + 2H₂O = [Zn(H₂O)₂]²⁺ + 2OH‾.

При взаимодействии гидроксида цинка с азотной кислотой образуется нитрат цинка:

Zn(OH)₂ + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2H₂O

при взаимодействии же с гидроксидом калия – гидроксоцинкат калия:

Zn(OH)₂ + 2KOH = K₂[Zn(OH)₄].

К амфотерным электролитам относятся гидроксиды алюминия Al(OH)₃, свинца Pb(OH)_2, олова Sn(OH)₂.

Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют с образованием положительных ионов отличных от ионов водорода и отрицательных ионов, отличных от гидроксид-ионов. Соли тем лучше диссоциируют, чем меньше заряды ионов, образующих соль.