Г) ступінь дисоціації (іонізації)

Для кожного електроліту ступінь електролітичноїдисоціації визначають дослідним шляхом, вимірюючи електропровідність його водного розчину. Ступінь дисоціації (a) виражається у відсотках або в частках одиниці.

Ступінь електролітичної дисоціації рівна відношенню числа молекул, які розпалися на іони, до загального числа розчинених молекул електроліту.

a = n. 100% або a = n. де n - число молекул, що розпалися і на іони;

N - загальне число розчинених молекул.

Приклад: aCH3 OOH в 0,1 M розчині дорівнює 1,36%, що означає: з 10000 молекул CH3 OOH 136 розпадаються на іони за рівнянням реакції:

Ступінь дисоціації залежить від природи розчинника і природи розчиненої речовини.

Одне і те ж речовина в одних розчинниках може вести себе як електроліт, в інших - як неелектроліт (молекули сірчаної кислоти добре дисоціюють у воді, слабше в етанолі і зовсім не дисоціюють в бензолі).

Пояснення в тому, що вода є одним з найбільш полярних розчинників, етанол - слабополярная, а бензол - неполярний розчинник.

Вода є основним розчинником, отже, розглядаємо класифікацію електролітів за ступенем дисоціації у водних розчинах.

На ступінь іонізації впливає тип хімічного зв'язку в молекулах електроліту, так як в цьому випадку дисоціація проходить в різному ступені. Для електролітів з іонними або сильно полярними ковалентними зв'язками дисоціація в воді протікає практично без остачі. Це сильні електроліти і ступінь дисоціації дорівнює 1 (100%). До них відносяться:

- практично всі солі;

- кислоти: HClO4 (хлорне), HClO3 (хлорноватої), HCl (хлороводородная), HBr (бромоводородной), HJ (йодоводородная), HNO3 (азотна), H2 SO4 (сірчана), H2 Cr2 O7 (двухромову), H2 CrO4 (хромова) . Це сильні кислоти.

- лугу LiOH, NaOH, KOH, CsOH, RвOH, Ca (OH) 2. Sr (OH) 2. Ba (OH) 2 - це сильні підстави.

Електроліти зі слабо полярними зв'язками диссоциируют в воді частково. Електроліти, диссоциирующие в повному обсязі є слабкими і ступінь дисоціації їх менше 1 (100%).

До них відносяться:

- слабкі кислоти: HClO2 (хлориста), HClO (хлорнуватиста), HNO2 (азотистая), H2 CO3 (вугільна), H2 SiO3 (кремнієва), H3 PO4 (ортофосфорна), HF (фтороводородной), H3 BO3 (борна), CH3 COOH ( оцтова), H2 S (сірководнева), HCN (ціанідводородная).

- слабкі малорозчинні у воді підстави і амфотерні гідроксиди: Fe (OH) 2. Fe (OH) 3. Cu (OH) 2. Pb (OH) 2. Al (OH) 3. Cr (OH) 3

На ступінь дисоціації слабких електролітів впливає кілька чинників.

Ступінь іонізації електроліту залежить від його концентрації в розчині. Розведення розчину веде до підвищення ступеня дисоціації електроліту, так як зі зменшенням його концентрації зменшується ймовірність зустрічі іонів в розчині.

Підвищення концентрації електроліту в розчині знижує ступінь його іонізації.

Зміна температури розчину електроліту так само впливає на ступінь іонізації. При підвищенні температури ступінь дисоціації електроліту збільшується, так як з підвищенням температури енергія молекул збільшується, хімічний зв'язок в них послаблюється, що полегшує процес дисоціації електролітів; зниження температури дає протилежний ефект.

На ступінь дисоціації впливає дія однойменного іона. Наприклад, при дисоціації оцтової кислоти встановлюється рівновага:

Згідно з принципом Ле-Шательє, змінюючи концентрацію одного з речовин, що утворяться, відбувається зміщення рівноваги. В даному випадку при додаванні в розчин ацетату натрію (CH3 COONa), який є сильним, електролітом, збільшується кількість ацетат-іонів (CH3 COO -) і рівновагу зміщується вліво, тобто в бік утворення недіссоціірованних молекул і ступінь дисоціації оцтової кислоти зменшується. Отже, зменшиться концентрація іонів водню і кислотність середовища знизиться.

Подібним чином можна знизити ступінь дисоціації розчину аміаку. При додаванні аммонийной солі (наприклад, хлорид амонію NH4 Cl) різко підвищиться концентрація іонів амонію і рівноваги зміститься вліво.

Помітно знизиться концентрація гідроксид-іонів (OH -), тобто зменшиться лужність розчину.

Таким чином, щоб знизити ступінь дисоціації слабкого електроліту, необхідно додати в розчин інший сильний електроліт з однойменною іоном.

д) Константа дисоціації (іонізації)

Слабкі електроліти у водних розчинах дисоціюють тільки частково, тому в розчині встановлюється динамічна рівновага між молекулами і іонами.

Іонну рівновагу розчину оцтової кислоти виражається рівнянням:

CH3 COOH CH3COO - + H +

Застосувавши закон діючих мас, можна написати вирази для константи рівноваги:

Константа рівноваги дисоціації для слабких електролітів називається константою дисоціації.

У застосуванні до дисоціації будь-якого слабкого електроліту.

До дис. визначається виразом:

[A +] - концентрація катіона; [B -] - концентрація аніона; [An Bm] - концентрація недіссоціірованних молекул.

K дис. для слабких електролітів не залежить від концентрації розчину і при постійній температурі є постійною величиною для даного електроліту. Чим вище До дис ,. тим більше ступінь дисоціації для даного електроліту, тим сильніше цей електроліт.

Багатоосновні кислоти і підстави багатовалентних металів диссоциируют ступеневої, і кожна стадія дисоціації характеризується власною константою дисоціації.

Дисоціація фосфорної кислоти: