Диссоциация кислот, оснований

РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Электролиты – химические вещества и системы, в которых прохождение электрического тока осуществляется за счет движения ионов. Такие проводники относятся к проводникам второго рода. Наличие свободных ионов объясняется явлением диссоциации (ионизации) – распадом молекул на ионы: а) при образовании растворов - под действием полярных молекул растворителя (электролитическая диссоциация); б) при образовании расплавов - в результате термического распада (термическая диссоциация). В зависимости от степени электролитической диссоциации a = n/N, (где n – число распавшихся молекул, N-исходное число растворенных молекул) электролиты подразделяются на сильные (a »1), слабые (a < 0,03) и средней силы (0,03 < a < 0,3). Степень диссоциации зависит от концентрации электролита (чем больше концентрация – тем меньше степень диссоциации). Для расчетов пользуются не концентрацией электролита, а его эффективной концентрацией – активностью (а) а = f C_м. В этом уравнении f-коэффициент активности (определяется экспериментально) учитывает отклонение активности от концентрации. Для разбавленных растворов слабых электролитов f можно считать равным единице и для расчетов можно использовать концентрацию – С_м.

Диссоциация кислот, оснований

Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса, кислотой называется вещество, которое при диссоциации отщепляет свободные ионы водорода Н⁺, а основанием – вещество, которое при

диссоциации отщепляет свободные ионы гидроксида ОН^-. Основания, образованные щелочными металлами (Li, Na, K и т.д. ), являются сильными электролитами (a »1) и называются щелочами. Диссоциация кислот и оснований протекает ступенчато: последовательно отщепляется ион Н⁺ ( или ОН^-), т.е. число ступеней зависит от основности кислоты (числа атомов Н в молекуле) или от кислотности основания (числа гидроксидных групп ОН^-). Например: диссоциация Н₃РО₄ протекает в три ступени:

I Н₃РО₄ ↔ Н⁺ + Н₂РО₄^- a ₁ <1;

II Н₂РО₄^- ↔ Н⁺ + НРО₄^2-, a ₂ <a ₁;

III НРО₄^2- ↔ Н⁺ + РО₄^3-, a ₃ <a ₂ <a ₁;

а Zn(OH)₂ в две ступени:

I Zn(OH)₂ ↔ ZnOH⁺ +OH^-;II ZnOH⁺ ↔ Zn²⁺+ OH^-

Процесс диссоциации солей определяется типом соли: средние соли распадаются одноступенчато, диссоциация кислых и основных определяется «остатком» кислоты (или основания) в составе соли. Например, основная соль MgOHCl диссоциирует в 2 ступени:

I. MgOHCl ↔ MgOH⁺ + Cl^-, a =1; II. MgOH⁺ ↔ Mg²⁺ + OH^- a<1.

Обратимый процесс диссоциации слабых электролитов характеризуется константой диссоциации К_д. Например, для слабой уксусной кислоты, процесс диссоциации которой идет в соответствии с уравнением CH₃COOH ⇄ H⁺ + CH₃COO ^-,

К_д =

В зависимости от величины К_д электролиты подразделяются на сильные ( К_д >10^-3) и слабые ( К_д< 10 ^-3). К_д зависит только от природы электролита и температуры и является табличной величиной.

Для слабых электролитов бинарного типа (распадаются на один катион и один анион) взаимосвязь между исходной концентрацией растворенного вещества (молярностью См), концентрациями ионов, нераспавшихся молекул, степенью и константой диссоциации выражается законом разведения (разбавления) Оствальда:

Реакция диссоциации АВ ↔ А⁺ + В^-.

Концентрации ионов в растворе [A⁺] = [B^-] = a C_м.

Концентрация нераспавшихся молекул [AB] = (1-a) C_м.

Уравнение Оствальда для слабых (ά→0, К_д<10^{- 4} ) электролитов К_д= a²С_м