Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты

Процесс электролитической диссоциации обратимый, поэтому в растворе электролита, наряду с его ионами присутствуют и молекулы. Соотношение содержания этих частиц определяется степенью электролитической диссоциации, которая является количественной характеристикой процесса диссоциации.

Степень диссоциации (α) – это отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы ( n ) к общему числу растворенных молекул ( ):

. (7.8)

Степень диссоциации определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах:

(7.9)

Если α = 0, то диссоциация отсутствует. Если α = 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если α = 1,3%, то из 1000 молекул электролита только 13 диссоциирует на ионы.

Факторы, влияющие на степень электролитической диссоциации:

1. Природа электролита: полярность химической связи в соединении, увеличение которой способствует возрастанию α.

2. Концентрация раствора: α возрастает с уменьшением концентрации раствора.

3. Температура: α увеличивается с повышением температуры раствора.

Все электролиты по значению степени электролитической диссоциации принято делить на 3 группы: сильные, слабые и средней силы (табл.7.1.).

При написании уравнений диссоциации следует учитывать силу электролита. Согласно теории электролитической диссоциации, сильные электролиты диссоциируют в одну стадию на ионы, из которых состоит молекула электролита. Например:

H₂SO₄ ↔ 2H⁺ + SO₄^2-.

Слабые электролиты диссоциируют ступенчато, при этом преобладают ионы первой стадии (ступени). Например:

I ступень H₂S ↔ H⁺ +НS^-

II ступень HS^- ↔ H⁺ + S^2-.

В растворах слабых электролитов всегда имеет место химическое равновесие, выражающееся в равенстве скоростей реакции диссоциации и ассоциации. Используя закон действующих масс (6.8.), для таких электролитов равновесие количественно можно выразить величиной константы диссоциации (К_дисс)[‡]. Например, для электролита НА ↔ Н⁺ + А^- константа диссоциации:

. (7.10)

Таблица 7.1.

Классификация электролитов в зависимости от величины α[§]

Ионные уравнения

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций – ионными уравнениями.

При изучении процессов, протекающих в растворах электролитов, следует руководствоваться правилом:

Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.

В ионных уравнениях принято записывать в недиссоциированной на ионы форме (в виде молекул) формулы трудно растворимых соединений, неэлекролитов, электролитов слабых и средней силы. Запись ионных реакций может быть представлена в виде молекулярного, полного и сокращенного ионного уравнений. При записи уравнения знак ↓, стоящий при формуле, означает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде нерастворимого соединения, знак ↑ показывает, что вещество выделяется в виде газа.

Пример:

молекулярное уравнение BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl

полное ионное уравнение Ba²⁺ + 2Cl^- + 2H⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓ + 2H⁺ + 2Cl^-

сокращенное ионное уравнение Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓.

При написании ионных уравнений пользуемся данными таблицы «Растворимости солей, кислот и оснований в воде» (Приложение, табл.4.).

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: