Степень диссоциации электролитов
Все электролиты диссоциируют на ионы, но в количественном отношении диссоциируют по - разному.
Количественной характеристикой диссоциации электролитов является степень диссоциации.
Степень диссоциации: λ= n/N (доли ед.),
где
n - количество молекул данного электролита, которые продиссоциировали на ионы;
N - общее количество молекул данного электролита в растворе.
Если степень диссоциации превышает 30%, электролит относится к сильным,
если
,
то данный электролит является слабым.
И.А.
Каблуков объяснил механизм диссоциации
электролитов в воде на ионы.
Электролиты диссоциируют на ионы в воде по двум механизмам:
Ион - дипольный механизм.
Диполь - дипольный механизм.
По ион - дипольному механизму диссоциируют на ионы те электролиты, которые имеют ионное строение. Когда электролит, имеющий ионную решетку, попадает в воду, то краевые ионы решетки начинают притягивать к себе молекулы воды и гидратируются ими. Под влиянием всевозможных видов движения гидратированные ионы отрываются от решетки и уходят в раствор. Процесс продолжается до полной диссоциации кристалла на ионы.
Ион - дипольный механизм относится к диссоциации сильных электролитов.
Диполь- дипольный механизм
И электролит, и вода являются диполями. Два диполя притягиваются друг к другу, взаимно усиливая диполи. Оба полюса молекулы электролита оказываются гидратированными молекулами воды. Затем происходит полный разрыв молекулы электролита. В конечном итоге картина та же самая: гидратированные ионы уходят в раствор, рис.1.
Рис.1
Диссоциация слабых электролитов
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 изменяется с температурой, причём зависимость прямая. От концентрации растворов константа диссоциации не зависит.
Взаимосвязь между степенью и константой диссоциации установил немецкий химик Оствальд.
.
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.
Всегда
Кд1>Кд2>Кд3 Сr(OH)3
.
Диссоциация сильных электролитов
Диссоциация сильных электролитов настолько отличается от слабых, что была объяснена только через 40 лет после опубликования гипотезы Аррениуса.
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.
В силу этих двух особенностей каждый ион в растворе сильного электролита окружён ионами противоположного заряда, так называемой, "ионной атмосферой".
Ионная атмосфера приводит к тому, что между ионами разных зарядов возникают силы притяжения, а между ионами одного заряда - силы отталкивания. Поскольку все ионы равноценны, то любой из них можно считать центральным в его ближайшем окружении, то √ есть ионной атмосфере.
Понятием ионной атмосферы объясняют поведение ионов в растворе сильных электролитов. В растворах сильных электролитов ионы мешают друг другу принимать участие в физических и химических процессах. Кажущаяся степень диссоциации (αкаж.) отражает то количество активных ионов, которые принимают участие в химических и физических процессах. Поэтому αкаж. всегда меньше 100 % (1,0).
Под активностью понимается та часть ионов, которая приняла участие в физических и химических процессах, то - есть понятно, что активность всегда меньше концентрации. Поэтому αкаж< αист.
Активность и концентрация связаны между собой коэффициентом активности γ
a = γ .c.
Коэффициент активности - отношение экспериментальной величины к теоретической:
γ = экспериментальная величина/теоретическая величина.
Коэффициент активности некоторых электролитов в растворах приведены в табл. 2.
Таблица 2
Концентрация раствора |
Коэффициент активности |
|
NaCl |
H2SO4 |
|
0,001М |
0,965 |
0,830 |
0,01М |
0,874 |
0,544 |
0.1М |
0,778 |
0,265 |
1М |
0,657 |
0,138 |
В случае разбавленных растворов (для CB< 0,1М) коэффициент активности близок к единице, поэтому для разбавленных растворов сильных электролитов можно пользоваться понятием концентрации.
Если же растворы концентрированные, приходится пользоваться понятием активности.
Коэффициент активности раствора электролитов равен средней геометрической величине активности образовавших его ионов.
Так, для электролитов An Bm:
.
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 раствора.
Кажущаяся степень диссоциации связана с изотоническим коэффициентом соотношением
αкаж. = i-1 / n-1,
где n - количество ионов, на которые диссоциирует данный электролит.