16. Водные растворы электролитов и неэлектролитов. Диссоциация. Сильные и слабые электролиты.

Электролитическая диссоциация – процесс распада молекул вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя, а также при их расплавлении.

Электролит – вещество, раствор или расплав которого проводит электрический ток.

Слабые электролиты диссоциируют в растворах не полностью (<3%), в их растворах устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации – ионами. Примеры: H₂CO₃=H⁺+HCO₃^-(кислоты); Cu(OH)₂=CuOH⁺+OH^-(основания); Mg(CN)₂=MgCN⁺+CN^-(соли).

Сильные электролиты диссоциируют практически полностью, истинная степень их диссоциации близка к 1 (100%), хотя экспериментально наблюдаемая (кажущаяся) находится в пределах от 30% и выше. Примеры: HCL=H⁺+Cl^-(кислоты); NaOH=Na⁺+OH^-(основания); NaCl=Na⁺+Cl^-(соли).

С уменьшением концентрации электролита степень его электролитической диссоциации возрастает, так как при разбавлении раствора уменьшается вероятность эффективного столкновения разноименных ионов.

Повышение температуры ведет к увеличению кинетической энергии движения всех частиц в растворе и в молекуле электролита. Это приводит к более эффективному разрыву молекул на ионы, в результате чего степень электролитической диссоциации увеличивается.

17. Равновесия в растворах слабых электролитов. Константа и степень диссоциации.

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия.

Например, для электролитической диссоциации уксусной кислоты в воде: CH₃COOH+H₂O=H₃O⁺+CH₃COO^-, константа равновесия имеет вид: K_k=[H₃O⁺][CH₃COO^-]/[CH₃COOH]. Здесь в числителе дроби стоят равновесные концентрации ионов – продуктов диссоциации, а в знаменателе – равновесная концентрация недиссоциированных молекул. Константа протологического равновесия, определяющая полноту протекания протолиза слабой кислоты при данной температуре, называется константой кислотности.

Аналогично для протолиза слабого основания: NH₃·HOH=NH₄⁺+OH^- существует константа основности, определяющая полноту протекания протолиза слабого основания при данной температуре: K₀=[NH₄⁺][OH^-]/[NH₃·HOH].

Константы кислотности и основности зависят от природы электролита, растворителя, от температуры, но не зависят от концентрации раствора. Они характеризуют способность данной кислоты или основания распадаться на ионы: чем выше значение константы, тем легче электролит диссоциирует.

Степень диссоциации электролита – доля его молекул, подвергшихся диссоциации, т.е. отношение числа молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.

В случае электролита АХ, диссоциирующего на ионы А+ и Х-, константа и степень диссоциации связаны соотношением (закон разбавления Освальда): K=α²*C_M/(1- α), где C_M-молярная концентрация электролита, моль/л.

Если степень диссоциации значительно меньше единицы, то при приближенных вычислениях можно принять, что 1- α = 1. Тогда выражение закона разбавления упрощается: K=α²*C_M, откуда α=sqrt(K/ C_M).