Электропроводность слабых электролитов

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Процесс диссоциации электролита, в общем виде:

АК ↔ А^– + К⁺.

Согласно электролитической теории электролитов (П. Дабай) сильные электролиты в разбавленных растворах нацело диссоциируют на ионы, например:

H₂SО₄ ↔ 2 Н⁺ + SО₄^2–.

NaOH ↔ Na⁺ + OH^–

Согласно теории Аррениуса, диссоциация электролитов – процесс обратимый, поэтому в растворах электролитов наблюдается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами.

Степенью диссоциации (α) –это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n₁, моль), к общему числу молекул растворенного вещества (n₀, моль).

.

Если степень диссоциации электролита при его концентрации 0,1 моль/л превышает 30 %, то электролиты называются сильными. Для слабых электролитов α < 3 %. Все остальные являются электролитами средней силы.

Сила кислот и гидроксидов связана с их степенью диссоциации: чем больше степень диссоциации, тем сильнее соответствующая кислота или щелочь.

Степень и константа диссоциации некоторых кислот в их децинормальных растворах (0,1 н.) при 18 °с

Название кислоты	Формула	α, %	Кд
Азотная	HNO3	92	-
Соляная	НС1	91	-
Бромоводородная	НВг	90	-
Иодоводородная	HI	90	-
Серная	H2SO4	58	-
Фосфорная	Н3РО4	27	К1 = 7,5∙10^-3, K2 = 6,2∙10^-8, K3=2,2∙10^-^13
Сернистая	H2SO3	20	K1 = 1,7∙10^-2, K2 = 6,2∙10^-8 АГ2=6,2-10-^8
Фтороводородная	HF	8,5	K =7,2 ∙10^-4
Азотистая	HNO2	6,4	K = 4 ∙10^-4
Муравьиная	HCOOH	4,2	К = 1,76∙10^-4
Уксусная	СНзСООН	1,3	К = 1,75∙10^-5
Угольная	H2CO3	0,17	К1 = 4,3∙10^-7, K2 = 5,6∙10^-^11
Сероводородная	H2S	0,07	К1 = 5,7∙10^-8, K2 = 1,2∙10^-^15
Хлорноватистая	HClO	0,05	К = 3,0∙10^-8
Циановодородная	HCN	0,009	К = 7,2∙10^-10
Борная	Н3ВO3	0,007	К1 = 5,8∙10^-10 K2 = 1,8∙10^-^13 K3=1,6∙10^-^14

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Так, диссоциацию ортофосфорной кислоты можно представить уравнениями:

первая ступень: Н₃РО₄ ↔ Н⁺ + Н₂РО₄^–

вторая ступень: Н₂РО₄^– ↔ Н⁺ + НРО₄^2–

третья ступень: НРО₄^2– ↔ Н⁺ + PO₄^3–

Константа диссоциации К_д (константа равновесия) характеризует способность электролита диссоциировать на ионы: чем больше К_д, тем больше ионов в растворе. Запишем выражения для констант диссоциации по каждой ступени (численные значения относятся к температуре 18 °С).

Всегда К₁ > К₂ > К₃, т.е. первичная диссоциация больше вторичной, вторичная больше третичной. Поэтому в растворах таких кислот в заметных количествах имеются только те ионы, которые образуются по первой ступени диссоциации.

Зависимость удельной электропроводности от концентрации