И степени диссоциации

Цель работы: определение степени диссоциации электролита по измерениям понижения температуры замерзания раствора.

Вещества, водные растворы которых проводит электрический ток, называют электролитами. К электролитам относятся кислоты, основания и соли, которые при растворении в воде распадаются на ионы. Распад электролитов на ионы под действием растворителя называется электролитической диссоциацией. Теория электролитической диссоциации была разработана шведским химиком С. Аррениусом. Способность растворов проводить электрический ток объясняется присутствием в растворе ионов – заряженных частиц, образующихся при взаимодействии молекул электролитов с молекулами растворителя. При этом положительно заряженные ионы притягиваются к электроду с отрицательным зарядом (катоду), их называют катионами; отрицательно заряженные ионы притягиваются к электроду с положительным зарядом (аноду), они получили название анионов. Неэлектролиты не образуют в растворе ионов.

Диссоциация электролитов представляет собой обратимый процесс. Получившиеся при диссоциации противоположно заряженные ионы, соединяются друг с другом и снова образуют молекулу, так что мы имеем одновременно и образование ионов и соединение их в молекулу.

Для каждого электролита в растворе устанавливается состояние равновесия между ионами и недиссоциированными молекулами.

Например, раствор муравьиной кислоты НСООН представляет собой такую равновесную систему:

НСООН = Н⁺ + НСОО^-

В молярном растворе муравьиной кислоты только 2% молекул распадается на ионы, а 98% находится в виде недиссоциированных молекул.

Для того, чтобы количественно охарактеризовать диссоциацию электролита, введено понятие – степень диссоциации. Она выражается отношением числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Обычно эту величину умножают на 100 и выражают степень диссоциации в процентах.

Степень диссоциации обозначают греческой буквой (альфа) и выражают таким образом:

Основываясь на значении степени диссоциации, электролиты делят на сильные, средней силы и слабые.

Сильными называют электролиты, степень диссоциации которых в 0,1 Н растворе выше 30 %. Электролиты средней силы диссоциированы от 3 до 30 %. Электролиты, степень диссоциации в которых менее 3%, называют слабыми.

Сильными кислотами являются большинство кислот: HClO₄, HNO₃, HCl, HBr, H₂SO₄. Остальные неорганические кислоты (например, HNO₂, H₂S, H₃BO₃, H₂CO₃) и почти все органические кислоты – слабые.

Различают ещё кислоты средней силы, которые диссоциируют в значительной степени, но далеко не полностью. К ним относятся H₃PO₄ и H₂SO₃.

К сильным основаниям относятся NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ и Sr(OH)₂. Слабыми основаниями являются LiOH, большинство гидроксидов двух- и трехвалентных металлов и все органические основания.

Большинство солей принадлежит к числу сильных электролитов. Исключением являются следующие растворимые в воде соли: хлорид, бромид и йодид кадмия CdCl₂, CdBr₂, CdI₂; хлорид двухвалентной ртути HgCl₂ (йодид и бромид двухвалентной ртути нерастворимы в воде); ацетат свинца Pb(CH₃COO)₂; роданид железа Fe(CNS)₃.

В противоположность галогенидам, нитрат и сульфат кадмия и нитрат и сульфат ртути являются сильными электролитами. Соли слабых кислот, например, ацетат натрия, и соли, образованные слабыми основаниями, например, хлорид аммония, распадаются на ионы в такой же мере, как соли сильных кислот или соли, образованные сильными основаниями, т.е. они распадаются на ионы полностью.

Между концентрацией недиссоциированных молекул в растворе и концентрацией ионов, на которые распались молекулы, существует определенная зависимость.

Например, для диссоциации уксусной кислоты:

СН₃СООН = Н⁺ + СН₃СОО^-

мы можем написать выражение константы равновесия:

Это выражение носит название константы диссоциации. В общем виде для диссоциации электролита:

К_nA_m = nK⁺ + mA^-.

константа диссоциации К_дисс определяется выражением

,

где [K⁺] – концентрация катионов,

[A^-] – концентрация анионов,

[K_nA_m] – концентрация недиссоциированных молекул.

Установлено, что константа диссоциации для слабых электролитов не меняется с изменением концентрации раствора и является постоянной величиной при постоянной температуре.