Степень диссоциации электролита зависит от его природы

Степень диссоциации электролита зависит от его природы

Элек­тро­ли­ти­че­ская дис­со­ци­а­ция в той или иной сте­пе­ни – про­цесс об­ра­ти­мый. Но при рас­тво­ре­нии неко­то­рых со­еди­не­ний рав­но­ве­сие дис­со­ци­а­ции в зна­чи­тель­ной сте­пе­ни сме­ще­но в сто­ро­ну дис­со­ци­и­ру­е­мой формы. В рас­тво­рах таких элек­тро­ли­тов дис­со­ци­а­ция про­те­ка­ет прак­ти­че­ски необ­ра­ти­мо. По­это­му при на­пи­са­нии урав­не­ний дис­со­ци­а­ции таких ве­ществ пи­шет­ся или знак ра­вен­ства или пря­мая стрел­ка, обо­зна­ча­ю­щая, что ре­ак­ция про­ис­хо­дит прак­ти­че­ски необ­ра­ти­мо.

I. Степень электролитической диссоциации

Посмотрите видео-презентацию: “Степень электролитической диссоциации”

Поскольку электролитическая диссоциация — процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Другими словами, различные электролиты, согласно теории С. Аррениуса, диссоциируют на ионы в различной степени. Полнота распада (сила электролита) характеризуется количественной величиной – степенью диссоциации.

Степень диссоциации (α – греческая буква альфа) — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N):

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации электролита, температуры.

1. Зависимость степени диссоциации от природы: чем полярнее химическая связь в молекуле электролита и растворителя, тем сильнее выражен процесс диссоциации электролита на ионы и тем выше значение степени диссоциации.

2. Зависимость степени диссоциации от концентрации электролита: с уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается.

3. Зависимость степени диссоциации от температуры: степень диссоциации возрастает при повышении температуры (повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии растворённых частиц, что способствует распаду молекул на ионы).

II. Сильные и слабые электролиты

В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% — средними, менее 3% — слабыми электролитами.

Классификация электролитов в зависимости от степени электролитической диссоциации (памятка)

Классификация электролитов

Сильные электролиты

Средние электролиты

Слабые электролиты

Значение степени диссоциации (α)

3. Сильные основания – щёлочи

1. Почти все органические кислоты CH₃COOH, C₂H₅COOH и др.

2. Некоторые неорганические кислоты H₂CO₃, H₂S и др.

3. Почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca₃(PO₄)₂; Cu(OH)₂; Al(OH)₃; NH₄OH)

III. Тренажёр

Источник

23.Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации Аррениуса: степень диссоциации, константа диссоциации. Факторы, влияющие на них. Закон разбавления Оствальда.

По способности веществ распадаться или не распадаться в расплаве или растворе на катионы и анионы различают электролиты и неэлектролиты.

Электролиты – вещества, которые подвергаются электролитической диссоциации, и вследствие чего их расплавы или растворы проводят электрический ток.

К электролитам принадлежат все соли, а также кислотные, основные и амфотерные гидроксиды.

Раствор электролита представляет собой смесь молекул растворителя и сольватированных (ионы растворенного вещества, окруженные соответственно ориентированными диполями растворителя) молекул и ионов растворенного вещества. Относительное количество молекул, распавшихся на ионы, характеризующее степень диссоциации электролита α , зависит от природы растворителя, природы и концентрации электролита, температуры, давления и наличия других электролитов в растворе.

Процесс распада полярного вещества в растворе на ионы называют электролитической диссоциацией (ионного – ионизацией). По способности к электролитической диссоциации электролиты обычно подразделяют на сильные и слабые. К сильным электролитам обычно относят вещества, которые в растворе практически полностью диссоциированы на ионы. Слабыми электролитами считают вещества, степень диссоциации, которых невелика. Понятие степень диссоциации электролита α как величины, равной отношению числа распавшихся (диссоциированных) молекул N_дисс к общему числу молекул N₀ электролита, α = N_дисс ⁄ N_о было введено Аррениусом – создателем первой количественной теории растворов электролитов. Теория электролитической диссоциации и основанная на ней классификация кислот и оснований в полной мере применимы лишь к водным растворам.

Процесс электролитической диссоциации возникающий в результате сольватации, обратим, т.е. наряду с равпадом молекул растворенного вещества происходит их образование из ионов:

К_m А_n  mК Z1+ + nА Z2- где К_m А_n – молекула электролита; К Z1+ — катион; А Z2- — анион; Z₁ и Z₂ — заряд аниона и катиона соответственно; n и m – стехиометрические коэффициенты. Равновесие между ионами и молекулами электролита подчиняется закону действия масс. Поэтому важной характеристикой процесса диссоциации является константа диссоциации (константа ионизации) К_{d (С)} , вычисленная по равновесным концентрациям молекул и ионов: К_{d (С)} = [К Z1+ ] m [А Z2- ] n ⁄[К _mА_n] _, где [К Z1+ ], [А Z2- ] –равновесные молярные концентрации катионов и анионов соответственно; [К _mА_n] — равновесная молярная концентрация недиссоциированных молекул электролита.

Константу равновесия процесса диссоциации принято обозначать К_а в случае слабых кислот и К_b для слабых оснований.

Пример диссоциации слабого основания (гидроксид аммония) NН₄ОН  NН₄ + + ОН —

Многоосновные кислоты и многоосновные основания диссоциируют ступенчато.

Константа диссоциации характеризует процесс диссоциации данного электролита в данном растворителе, но не зависит от концентрации электролита и при постоянной температуре К_{d (С)} =соnst. Очевидно, что степень диссоциации α тем больше, чем ниже концентрация, т.е. чем сильнее разбавлен раствор.

В состоянии равновесия концентрации катионов К Z+ и анионов А Z- будут равны [К Z+ ] = [А Z- ] = α С, а концентрация недиссоциированных молекул [КА] = (С – αС) = С ( 1- α) подставляя эти выражения в уравнение для константы диссоциации получим:

К_{d (С)} = α 2 × С

1- α — это выражение описывает закон разбавления (разведения) Оствальда для слабых электролитов. В случае когда степень диссоциации электролита α ⁄К_{d (С)} ≥100, величиной α по сравнению с 1 можно пренебречь и закон разбавления Оствальда записать в упрощенном варианте К_{d (С)} ≈ α 2 С.

Из закона разбавления Оствальда следует, что степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита.

24. Закон Рауля для растворов электролитов. Коэффициент диссоциации (i) и его связь со степенью диссоциации. Элементы современной теории сильных электролитов (теория Дебая-Хюккеля). Ионная сила, активность и коэффициент активности.

Понижение давления пара растворителя над раствором определяется в основном количеством растворенных частиц. Однако количество растворенных частиц в растворах электролитов, в отличие от растворов неэлектролитов, определяется не только концентрацией раствора, но и степенью диссоциации электролита, поскольку все молекулы или часть молекул электролита в растворе распадаются на ионы. Применяя закон Рауля к растворам электролитов Вант-Гофф ввел поправочный коэффициент i в уравнение для осмотического давления Р = С R Т.

Коэффициент i , учитывает увеличение числа частиц в растворе в результате электролитической диссоциации: ∆ р ⁄р 0 _i = i Х₂ (Р = i С R Т).

Коэффициент диссоциации i показывает, во сколько раз число частиц в растворе электролита больше числа частиц в растворе неэлектролита той же концентрации, (для растворов неэлектролитов i=1, а для растворов электролитов i> 1). При диссоциации уксусной кислоты количество образовавшихся ионов n=2.

Число ионов в 1л раствора N_ион = nСN_А ,

А число недиссоциированных молекул растворенного вещества N_недисс = (1-)СN_А ,

Где  = N_дис ⁄N₀ — степень диссоциации электролита (N₀ = N_дисс + N_недисс), с – молярная концентрация раствора (моль⁄ л).

Таким образом, коэффициент диссоциации i связан со степенью диссоциации  электролита соотношением:  = (i — 1) ⁄ (n-1).и, значит по относительному изменению давления пара растворителя над раствором известной концентрации можно определить степень диссоциации электролита.

Растворы сильных электролитов обнаруживают особенности в поведении, не соответствующие их полной диссоциации на ионы. Так, реальная концентрация ионов оказывается значительно меньше концентрации, задаваемой при приготовлении раствора. Кажущаяся (определяемая экспериментально) степень диссоциации сильных электролитов в соответствии с опытными данными меньше 1 даже в разбавленных растворах. Это связано с тем, что в растворах электролитов наблюдается некоторая степень упорядоченности взаимного расположения ионов, вызванная электростатическим взаимодействием катионов и анионов. На небольших расстояниях от каждого иона преимущественно располагаются ионы противоположного знака, т.е. вокруг каждого иона в растворе создается ионная атмосфера.

Таким образом, для процессов диссоциации и химических реакций, протекающих в растворах с участием сильных электролитов, а также в концентрированных растворах слабых электролитов, нельзя рассчитывать константы равновесия на основании концентраций свободных ионов, которых нет в реальных системах. Кроме того, различная степень сольватации веществ, участвующих в реакции, по-разному изменяет скорости прямой и обратной реакций, что также приводит к зависимости константы равновесия от общего содержания ионов в растворе. Поэтому для описания свойств реальных растворов, как и других реальных систем используют метод активностей Льюиса, в котором для учета межионных и межмолекулярных взаимодействий введено понятие эффективной концентрации или активности. Подстановка активности вместо концентрации в термодинамические соотношения, справедливые для идеальных растворов, позволяет применять их для описания любых систем. Активность  электролита суммарно отражает все эффекты взаимодействия ионов между собой и с молекулами растворителя:  =  С_m, где С_m – моляльная концентрация электролита_;  — коэффициент активности, который можно рассматривать как меру различия поведения электролита в данном растворе и в растворе, который принимают за идеальный. Для идеальных растворов g = 1. Бесконечно разбавленные растворы по своим сойствам приближаются к идеальным, поэтому в таких растворах полагают g1.

Коэффициенты активности и, следовательно, сами активности определяют экспериментально, измеряя различные свойства раствора, например, давление пара растворителя, температуру кипения или кристаллизации раствора и др.

Электростатическая теория сильных электролитов, развитая в трудах Дебая, Хюккеля, позволяет вычислить средний коэффициент активности g_ -сильного бинарного электролита в разбавленных растворах. Сила электростатического взаимодействия ионов с их окружением (ионной атмосферой) определяется плотностью заряда в этом окружении, а плотность заряда, в свою очередь, зависит от того, сколько ионов находится в единице объема раствора, т.е. от их концентрации, и от того, какой заряд несут эти ионы. Мерой этого взаимодействия является ионная сила раствора I, рассчитываемая по формуле: I = 0,5  С_m,i_i 2

Источник