32.Растворы. Дисперсные системы.

Вопрос: Слабые электролиты: константа и степень диссоциации, закон разбавления Оствальда.

Экспериментальным путем установлено, что содержание ионов в воде с течением времени не меняется. Это происходит оттого, что ионы при своем беспорядочном движении сталкиваются и из них могут образовываться молекулы. Следовательно, электролитическая диссоциация есть процесс обратимый. В растворе одновременно происходят два процесса: ионизация молекул на ионы и образование молекул из ионов:

Ионизация

KСl<=> K+ + Сl-.

Моляризация

Для того чтобы количественно охарактеризовать диссо-циацию электролита, введено понятие степени диссоциации. Она равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы п, к общему числу растворенных молекул n0:

a=n/n0

Степень диссоциации выражается или в десятичных дробях или, чаще, в процентах.

Если а=1 или 100%, электролит полностью распадается на ионы.

Если а = 0, диссоциация отсутствует.

Если а = 0,5 или 50%, то это означает, что из каждых 100 молекул данного электролита 50 находятся в состоянии диссоциации. Степень диссоциации электролита зависит от многих факторов.

1). Природа растворителя. Притяжение ионов зависит от природы среды, в которой они находятся. Поэтому и степень диссоциации электролита различна в различных растворителях. Электролит, хорошо диссоциирующий в воде воде, может плохо или совсем не диссоциировать в другом растворителе.

2). Концентрация раствора. С уменьшением концентрации раствора степень диссоциации увеличивается. Это происходит потому, что процесс образования молекул из ионов !В результате разбавления затрудняется: для образования молекулы должно произойти столкновение, а концентрация ионов и число столкновений с разбавлением уменьшаются.

3). Природа электролита. Различные электролиты имеют разную степень диссоциации в одинаковых условиях. Так, серная кислота в водных растворах диссоциирует во (много раз лучше, чем уксусная. По степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые, имеются электролиты средней силы. Обычно сравнивают степень диссоциации электролитов в 0,1 н. растворах. Сильными называют электролиты, степень диссоциации которых в 0,1 н. растворе выше 30%. Электролиты средней силы диссоциированы от 3% до 30%. Электролиты, степень диссоциации которых менее 3%, называются слабыми (табл. 1).

4). Температура. У сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации уменьшается. У слабых при повышении температуры степень диссоциации «вначале повышается, а после 60 °С начинает уменьшаться.

Вода, которая является слабым электролитом, находится (в особом положении, так как диссоциация воды проходит с поглощением тепла. Поэтому с повышением температуры согласно принципу Ле-Шателье степень диссоциации воды заметно возрастает.

Как было указано выше, электролиты делятся на слабые и сильные.

Сильные электролиты в водном растворе диссоциированы

Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют лишь частично. В растворе имеется большое количество недиссоциированных молекул. К слабым электролитам относятся:

1) некоторые минеральные кислоты: H2C03, H2S, HN02, H2Si03, HCN и почти все органические кислоты;

2) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH4OH;

3) вода.

Константа диссоциации слабых электролитов

Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, поэтому в растворе устанавливается динамическое равновесие между молекулами и ионами. Следовательно, к процессу диссоциации слабого электролита мы можем применить законы химического равновесия. Например, для диссоциации уксусной кислоты СН3СООН СН3СОО- + Н+

в соответствии с уравнением (4) (см. стр. 10) мы можем написать выражение константы равновесия:

[СНзСОСГ] [Н+] л - [СНдСООН] •

Константа равновесия для диссоциации слабых электролитов носит название константы диссоциации.

В применении к диссоциации любого слабого электролита

К„Ат ч=± пК+ + шА~

константа диссоциации Лдисс определяется выражением:

[К+]* [А~]тАдисс - [КпЛт] .

где [К+] — концентрация катиона; [А-] — концентрация аниона; [К«Ат] — концентрация недиесоциирован-ных молекул.

Установлено, что константа диссоциации для слабых электролитов не меняется с изменением концентрации раствора и является постоянной величиной при постоянной температуре. Она характеризует способность данногоэлектролита распадаться на ионы; -чем выше К, тем больше степень диссоциации данного электролита

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

где α — степень диссоциации.

Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.