Заняття № 9

Тема: Електролітична дисоціація. (2 год.)

План.

1. Класифікація електролітів.

2. Константи дисоціації для слабких електролітів.

3. Константи дисоціації для сильних електролітів.

4. Реакції обміну.

5. Сучасні уявлення про кислоти та луги.

6. Реакції обміну з участю іонітів.

1. В залежності від ступеня дисоціації усі електроліти діляться на слабкі та сильні. Таке ділення умовне, так як ступінь дисоціації залежить від концентрації електроліту та температури розчину і через це може змінюватися в широких межах.

2. Слабкі електроліти – це речовини, які лише частково дисоціюють на іони. З неорганічних сполук до них належать: вода, пероксид гідрогену Н₂О₂, деякі неорганічні кислоти, такі як карбонатна Н₂СО₃, сульфідна Н₂S, силікатна H₂SiO₃, сульфітна H₂SO₃, нітритна HNO₂, ціанідна HCN, гіпохлоритна HClO, фосфітна H₃PO₄, боратна H₃BO₃.

Силу електроліту зручно характеризувати за допомогою константи дисоціації. Це більш загальна кількісна характеристика сили електролітів, ніж ступінь дисоціації, так як вона не залежить від концентрації.

Дисоціацію слабкого електроліту АВ

АВ↔А⁺+В^-

як й усі рівноважні процеси можна охарактеризувати константою рівноваги, яку називають константою дисоціації:

Кд = c(A+) х c(B^-) /c(AB)

де c(A+), c(B^-), c(AB) – рівноважні молярні концентрації іонів А⁺, В^- та недисоційованих частинок АВ.

Якщо електроліт дисоціює ступінчасто, то константу дисоціації треба записати для кожного рівня дисоціації.

Виходячи зі значень константи дисоціації, можна оцінювати і порівнювати силу електролітів: чим менше К_Д, тим слабкіший електроліт та чим більша константа дисоціації, тим сильніший електроліт.

Для слабких електролітів константи дисоціації при даній температурі є величинами постійними (які не залежать від концентрації електроліту).

3. Сильні електроліти практично повністю дисоціюють в розчинах на іони. До них належать неорганічні кислоти (хлоридна HCl, бромідна HBr, йодидна HI, перхлоратна HClO₄, нітратна HNO₃, перманганатна HMnO₄, сульфатна H₂SO₄, селенатна H₂SeO₄ та інші), більшість солей, основи лужних та лужноземельних металів (луги).

Не дивлячись на практично повну дисоціацію сильних електролітів, значення їх ступеня дисоціації визначені експериментально, звичайно менші за 100%. Це пов'язано з процесом асоціації іонів. Іони протилежних зарядів з'єднуються один з одним утворюючи іонні пари (та більш складні системи), наприклад:

дисоціація KСl↔K⁺+Cl^-

асоціація K⁺+Cl^- ↔K⁺+Cl^-

іонна пара

Звичайно іони, які утворюють пару, роз'єднані шаром частинок розчинника, але іноді вони контактують безпосередньо, маючи спільну гідратну оболонку. Але в усіх випадках іонні пари не можна вважати недисоційованими молекулами, так як вони відрізняються від молекул за властивостями.

Електростатична взаємодія іонів з утворенням іонних пар знижує реальну концентрацію іонів в розчині, через це можна казати, що ступінь дисоціації електроліту менша за 100%.

Електростатична взаємодія іонів в розчинах сильних електролітів призводить до того, що в багатьох співвідношеннях, що характеризують властивості розчинів цих електролітів, замість концентрації треба використовувати активність. Активність – це реальна концентрація виправлена з урахуванням взаємодії іонів:

a=c х f_a

де f_a - коефіцієнт активності речовини, який визначається експериментально. Значення f_a завжди менше або дорівнює 1 (f_a ≈1 в розведених розчинах та для слабких електролітів).

Поділ на слабкі та сильні електроліти умовне, особливо якщо він проводиться за значенням ступеня дисоціації. Наприклад, якщо розвести слабку нітритну кислоту HNO₂ до концентрації 10^-6 моль/л, то ступінь дисоціації її буде близьким до 100%, що характерне для сильних електролітів. Крім того, один й той самий електроліт розрізняється за силою в залежності від ступеня дисоціації. Так гідроксид кальцію Са(ОН)₂ є сильним електролітом за першим ступенем дисоціації та слабким – за другим.