Сильные и слабые электролиты. Степень, константа диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда.

Э

лектролитич диссоциация – процесс распада молекул электролита на ионы под действием молекул растворителя. Но лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы. Сущ-ет понятие степени дис-ии a. a - отношение числа молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул в растворе. выражается в долях единиц или процентах. Если a=1 – полная диссоц-я, сильный электролит, если a=0 – нет дис-ии, неэлектролит. a повыш с ростом температуры и разбавлением раствора. По степени ди-ии растворы делятся на сильные и слабые электролиты. Сильные эл-ты – практически полностью дис-ют на ионы. К ним относятся неорганич кислоты HCl, HBr, H2SO4, HMnO4, основания щелочных и щелочнозем металлов, почти все соли. Вследствии полной дис-ии сильных эл-ов конц-я ионов в растворе высокая и возникает притяжение между ионами. Каждый ион окр-ся слоем противоположнозаряж ионов в виде ионного облака – ионной атмосферы, что уменьшает подвижность ионов. Эл-ты прояв себя как будто их конц-я меньше действительной. В рез-те при опред a меньше 100% и называется кажущейся степенью диссоциации. aэкспер>30% - сильный эл-т (табличное значение). Для учета суммарных влияний межионных и межмолекулярных взаимод-ий в растворе сильного эл-та используют понятие, называемое активностью a=Cf. A – реальная конц-я ионов, C- истинная конц-я, f- эффект активности, кот учитывает все виды взаимод-я частей в растворе. Опред-ся опытным путем, f<1. Слаб электролиты незначит дис-ют на ионы, a<3%. К слабым электролитам относится большинство органических кислот, а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат Н2СО3, Н2S, НСN, Н2SiО3 и NН4ОН, основания нещелочных и нещелочноземельных металло Mg(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, соли HgCl2, CoCl2, вода. Слабые электролиты хар-ся константой диссоциации, кот равна константе равновесия, установившегося в рез-те дис-ии слабого электролита. НСN=Н++СN- Кр=[Н+][СN-]/[НСN]=Кд. Кд зависит от температуры и природы эл-та и не зависит от конц-ии. С повышением темп-ры Кд понижается. Многоосновные слабые кислоты и многокислотные основания дис-ют ступенчато. Причем Кд по каждой последней ступени на несколько порядков ниже, чем по предыдущей. Между a и Кд сущ-ет зависимость, кот носит название закона разбавления Оствальда. Примем исход молярную конц-ю за С, а степень диссоциации в данном растворе за a. Тогда концентрация каждого из ионов будет Сa, а концентрация недиссоциированных молекул С(1-a).Тогда уравнение константы диссоциации принимает вид: К=(Сa)2/С(1-a) или К=Сa2 /(1-a). Оно даёт возможность вычислять степень диссоциации при различных концентрациях электролита, если известна его константа диссоциации. Пользуясь этим уравнением, можно также вычислить константу диссоциации электролита, зная его степень диссоциации при той или иной концентрации. для очень слабых эл-ов a гораздо меньше 1. След-но ее значением можно пренебречь. Кд=(Ca)2 . Степень диссоциации увелич с разбавлением раствора, пониж конц-ии и увелич Кд.