9.1 Теорія електролітичної дисоціації

Теорія електролітичної дисоціації ґрунтується на таких положеннях:

– існують речовини, їх називаються електролітами, які здатні під час розчинення розпадатися на іони (катіони і аніони);

– процес розпаду молекул на іони називається дисоціацією;

– іони в розчинах оточені полярними молекулами розчинника;

– в електричному полі катіони рухаються до негативного електроду (катоду), аніони – до позитивного (аноду).

Кількісною характеристикою процесу дисоціації є ступінь дисоціації a – відношення числа молекул, що розпалися на іони, до загальної кількості молекул розчиненої речовини в розчині. Під час розбавлення електроліту або підвищення температури ступінь дисоціації електролітів збільшується.

За величиною ступеню дисоціації всі електроліти поділяються на сильні і слабкі. До сильних електролітів відносять речовини, які в розчинах повністю дисоціюють на іони. Ступінь їх дисоціації a1. Це насамперед луги, розчинні у воді солі, сильні кислоти.

Електроліти, що дисоціюють незначною мірою (a0,03), відносять до слабких. До них належать більшість органічних і частина неорганічних кислот. Дисоціація є ступінчастим оборотним процесом і характеризується константою рівноваги, яку називаютьконстантою дисоціації. Наприклад, амоній гідроксид у водному розчині дисоціює за таким рівнянням:

NH₄OH ⇄ NH₄⁺ + ОН^–.

У даному випадку константа дисоціації матиме такий вигляд:

, (9.1)

де і– рівноважні концентрації іонів, що знаходяться в розчині;– рівноважна концентрація молекулNH₄OH, які не дисоціювали.

Рівняння, що зв’язує величини ступеня і константи дисоціації називають законом розведення Освальда:

, (9.2)

де С – молярна концентрація електроліту.

9.2 Водневий показник

Вода – дуже слабкий електроліт, що дисоціює за рівнянням:

Н₂О ⇄ Н⁺ + ОН^–.

Концентрація іонів Н⁺ і ОН^– у воді, виходячи з рівняння її дисоціації, однакова:

моль/л. (9.3)

Добуток концентрацій іонів Н⁺ і ОН^– називають іонним добутком води. За сталої температури це величина однакова, як для чистої води, так і для водних розчинів будь-яких електролітів:

. (9.4)

Розчини, в яких концентрація іонів Н⁺і ОН^–однакова і дорівнює 10^–7 моль/л, називаютьнейтральними. Розчини, в яких концентрація іонів Н⁺ більша, ніж концентрація іонівОН^–називаютькислими. Відповідно,лужними називають розчини, де більша концентрація іонівОН^–. Вміст у розчинах іонів Н⁺і ОН^– оцінюють за значеннями водневого показникарН– від’ємного десяткового логарифму концентрації іонів Н⁺:

. (9.5)

За допомогою рН характеризують реакцію розчинів: якщо рН7, то середовище лужне; якщо рН7, то середовище кисле; в нейтральному середовищі рН = 7.