3.3.2 Сильные и слабые электролиты

По способности распадаться на ионы электролиты делятся на сильные и слабые. Для описания ряда свойств сильных и слабых электролитов применяются различные математические зависимости.

Сильные электролиты диссоциируют необратимо и практически полностью. В уравнении диссоциации ставят знак «®» (односторонний процесс). Примеры диссоциации основных классов неорганических соединений:

Ca(OH)₂ ® Ca²⁺ + 2OH^–,

H₂SO₄ ® 2H⁺ + SO₄^2–,

Cr₂(SO₄)₃ ® 2Cr³⁺ + 3SO₄^2–.

Концентрации ионов в растворах сильных электролитов можно рассчитывать по уравнениям их диссоциации. Для точных расчетов необходимо находить активную (а) или проявляющую себя в действии концентрацию.

В соответствии с положением в периодической таблице элемента, образующего соответствующий электролит, к сильным электролитам относятся:

1) основания – I-группа, II-группа начиная с Са(ОН)₂ и III-я ТlОН;

2) кислоты – V-группа НNО₃, VI-группа Н₂SО₄ и Н₂SеО₄, VII-я НСl,

НСlО₄, НСlО₃ и соответствующие кислоты для брома и йода;

3) соли – все хорошо растворимые.

Остальные электролиты, за немногим исключением, относятся к слабым.

Слабые электролиты диссоциируют обратимо и ступенчато.

Для характеристики диссоциации слабых электролитов применяется степень диссоциации (α) и константа диссоциации (К_д).

Степень диссоциации электролита показывает, какая часть электролита распалась на ионы:

..

(3.15)

Константа диссоциации выводится на основе закона действующих масс (рассматривается в главе 11). При диссоциации слабых электролитов устанавливается равновесие между ионами (продукты диссоциации) и исходными молекулами (или сложными ионами). Обратимость в уравнении диссоциации отражают знаком ««» – обратимый равновесный процесс. Например, для диссоциации водного раствора аммиака:

NH₄ОH « NH₄⁺ + OH^– , K_д = .

Константа диссоциации количественно характеризует силу электролита: чем меньше значение константы диссоциации, тем слабее электролит.

В случае многозарядных слабых электролитов диссоциация протекает ступенчато. Например, для ортофосфорной кислоты:

I-ступень – H₃PO₄ « H⁺ + H₂PO₄^– К_д1 = 7,11·10^–3,

II-ступень – H₂PO₄^– « H⁺ + HPO₄^2– К_д2 = 6,34·10^–8,

III-ступень – HPO₄^2– « H⁺ + PO₄^3– К_д3 = 1,26·10^–12.

Из приведенных значений K_д видно, что каждая последующая ступень диссоциации примерно на пять порядков меньше.

В практических расчетах, не требующих высокой точности, достаточно учитывать диссоциацию по первой ступени.

Закон разбавления Оствальда устанавливает математическую связь между Кд, α и С для слабого электролита..

Вывод проведем на примере диссоциации уксусной кислоты:

СH₃СООН « H⁺ + СН₃СОО^–.

Обозначим:

С – исходная концентрация кислоты,

αС – равновесные концентрации ионов,

(1– α)С = Сравн. – равновесная концентрация кислоты.

Подставив эти обозначения в выражение константы диссоциации, получим следующее уравнение:

Кд =.

(3.16)

Если α << 1, то в полученном уравнении можно считать, что (1 – α) » 1. Тогда: K_д = ²С , отсюда

=.

(3.17)

Так как степень диссоциации обратно пропорциональна корню квадратному из концентрации, то с разбавлением раствора степень диссоциации растет. Эта зависимость называется законом разбавления Оствальда.

Для расчета равновесных концентраций ионов в растворах слабой кислоты и слабого основания (при условии С/К_д =>100) применяют следующие формулы:

[H⁺] = , [ОH^-] = (3.15, 3.18)