2. Электролитическая диссоциация. Слабые и сильные электролиты. Константа диссоциации. Состояние сильных электролитов в растворе. Активность, коэффициент активности. Ионная сила раствора.

2. Электролитическая диссоциация. Слабые и сильные электролиты. Константа диссоциации. Состояние сильных электролитов в растворе. Активность, коэффициент активности. Ионная сила раствора.

Электролитическая
диссоциация

– это процесс распада молекул электролита
на ионы под действием полярных молекул
растворителя. У многих электролитов на
ионы распадаются лишь часть молекул.
Степень
электролитической диссоциации
(α)
– это отношение числа молекул электролита
распавшихся на ионы к общему числу
молекул электролитов в растворе.

В
зависимости от степени диссоциации
различают:

1)
α>30% (α>0,3) – сильные электролиты
(большинство растворов солей, щелочей,
HCl,
HBr,
HJ,
HNO3,
H2SO4
и др.);

2)
3%<α<30% (0,03<α<0,3) – электролиты
средней силы (HF,
H3PO4,
H2SO3,
H2C2O4
и др.);

3)
α<3% (α<0,03) – слабые электролиты (H2S,
NH3*H2O,
H2CO3,
H2SiO3,
CH3COOH,
H2O,
HNO2,
HCN

и
др.).

Процесс
диссоциации слабых электролитов и
электролитов средней силы является
обратимым и не подчиняется закону
действующим масс.

К
отвечающая диссоциации слабого
электролита называется константой
электролитической диссоциации
и
является для данного электролита при
данной температуре постоянной величиной.

К
количественно характеризует способность
электролита распадаться на ионы, чем
она выше, тем больше ионов находится в
растворе.

Пусть
С

концентрация слабого электролита в
растворе, тогда С·α
– концентрация каждого из ионов.

С
— С·α = С·(1-α)

Если
α<<1 (α<<0,05), то 1-α ≈ 1

Тогда
(1) может быть записан как:

Формулы
(1) и (2) являются выражением закона
разбавления Освальда. При разбавлении
раствора степень диссоциации слабого
электролита возрастает.

Многоосновные
кислоты диссоциируют ступенчато,
преимущественно по первой ступени.
Каждой ступени соответствует своя
константа и α.

Сильные
электролиты.
Сильные
электролиты диссоциируют практически
полностью α=1. В растворах сильных
электролитов количество ионов довольно
велико, а расстояние между ними
сравнительно не большое, в таких растворах
действуют электростатические силы
межионного взаимодействия, в результате
каждый ион оказывается, окружен слоем
ионов противоположного знака, так
называемые ионные атмосферы.

Ионная
сила значительно снижает подвижность
ионов, поэтому степень диссоциации
сильного электролита, вычисленная на
основании измерений электропроводности
является кажущейся и всегда меньше
100%.

Для
оценки реального состояния электролитов
в растворе пользуются величиной
активности (а)
.
Это та эффективная концентрация сильного
электролита и его ионов в растворе в
соответствии, с которой, они действуют
в химических реакциях.

Для
предельно разбавленных растворов:

Для
реальных растворов:

Коэффициент
активности

зависит от зарядов ионов и их концентрации.
Коэффициент активности тем меньше, чем
больше концентрация и больше заряд.

Величина
коэффициента активности зависит не
только от концентрации данного иона,
но и от концентрации всех других ионов
содержащихся в растворе.

В
растворах сильных электролитов все
ионы взаимодействуют между собой. Мерой
электростатического взаимодействия
между всеми ионами находящимися в
растворе является ионная
сила раствора
.

Сi
концентрация каждого из ионов; zi
– заряд этого иона.

Зависимость
коэффициента активности от ионной силы
раствора выражается уравнением Дебая
– Гюккеля:

А,
В – константы, зависящие от t0
и
диэлектрической проницаемости
растворителя.

Пример:
Н
2О,
t=200

A=0,5,
B=0,3.

а
– расстояние максимальное сближение
ионов. Пример:
a=3A
0,
1A
0=10-10
м

Если
I
<
0,01
тогда
≈1

Подстановка
значений активности к выражению К
делает применимым закон действующих
масс к реальным растворам

Leave a Comment