25. Теория сильных электролитов. Истинная и кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов.
Согласно теории Дебая — Гюккеля, сильные электролиты полностью диссоциированы на ионы. Однако свободному движению частиц в жидкости препятствуют электростатические силы, действующие между ионами. В растворе, так же как и в кристалле, каждый ион окружен ионами противоположного знака, так называемой ионной атмосферой, которая перемещается вместе с центральным ионом и ограничивает его подвижность. В результате электропроводность раствора сильного электролита оказывается меньше той величины, которая должна быть, если бы все ионы могли беспрепятственно перемещаться в электрическом поле. Следовательно, создается впечатление, что в растворах сильных электролитов число свободных ионов меньше, чем их общая (аналитическая) концентрация. Поэтому для характеристики сильного электролита вводится понятие эффективной (т. е. проявляющей себя в действии) концентрации ионов, называемой также активностью а. Эта величина аналогична концентрации свободных гидратированных ионов (согласно теории электролитической диссоциации)
Суть диссоциации сильных электролитов заключается в том, что они диссоциируют полностью, необратимо:
AB = A+ + B-.
Истинная степень диссоциации сильных электролитов равна всегда 100 % (1,0 доли ед. ).
В растворах сильных электролитов ионов очень много (особенно при повышенных концентрациях). Отсюда две особенности растворов сильных электролитов:
• расстояния между ионами очень малы, иногда всего в 2-3 раза больше, чем в кристаллической решетке;
• количество ионов электролита соизмеримо с количеством молекул воды, и поэтому не все ионы могут быть гидратированы молекулами воды.
Кажущаяся степень диссоциации учитывает активные ионы, принявшие участие в физических и химических процессах.
Истинная степень диссоциации сильных электролитов всегда равна 1,0, кажущаяся степень диссоциации возрастает с повышением температуры раствора и понижением концентрации раствор
26. Константа диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда
Суть диссоциации слабых электролитов в том, что они диссоциируют на ионы не полностью, обратимо.
Диссоциация слабых электролитов:
.
Диссоциация слабых электролитов имеет две количественные характеристики:
1) λ - степень диссоциации. Степень диссоциации не является константой, она зависит от двух факторов:
• от температуры (прямая зависимость);
• от концентрации раствора (обратная зависимость).
2) Константа диссоциации - это, по сути, константа равновесия обратимой реакции.
Кр=КД=[A+]р*[B+]р/[AB]р.
Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы, как, например, когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается Kd и обратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.
Константа диссоциации изменяется с температурой, причём зависимость прямая. От концентрации растворов константа диссоциации не зависит.
Взаимосвязь между степенью и константой диссоциации установил немецкий химик Оствальд.
.
Закон разбавления показывает, что степень диссоциации данного слабого электролита зависит от его концентрации и константы диссоциации.
Для слабых электролитов степень диссоциации много меньше единицы и поэтому в знаменателе формулы закона Оствальда ею пренебрегают.
-
закон разбавления Оствальда
Многие слабые электролиты диссоциируют ступенчато. Каждая ступень имеет свою константу диссоциации
По первой ступени диссоциация заметна при нормальных условиях (при комнатной температуре).
Диссоциация по второй ступени заметна при повышенной температуре, особенно при температуре кипения.
