Степень диссоциации

Количественной характеристикой электролитической  диссоциации является степень диссоциации  α, равная  отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N):

n

α = ----- х 100%

N

Степень диссоциации выражается в долях единицы или процентах. По степени диссоциации все электролиты делятся на сильные (α > 30%), слабые (α < 3%) и средней силы (3% < α < 30%).

Степень диссоциации зависит:

• от природы растворителя; например, СоCl₂ – синего цвета, а ионы Со²⁺ - розового цвета. Если хлорид кобальта растворить в воде, то раствор становится розовым, образуется много ионов. Много молекул распались на ионы. Если растворить в спирте, то раствор становится синим, т.к. в основном находятся молекулы

• от концентрации (разбавления раствора)

СиСl₂ ‹-------› Cu²⁺ + 2Cl^—

^{зеленый р-р голубой р-р}

При разбавлении равновесие сместилось вправо, т.к. при разбавлении увеличилось число катионов. Таким образом, чем больше концентрация, тем меньше степень диссоциации, а чем меньше концентрация, тем больше степень диссоциации.

• от природы электролита: цинк реагирует с равными объемами кислот одинаковой молярной концентрации идет с разными скоростями:

Zn + 2 HCl = ZnCl₂ + H₂↑

Zn +2CН₃COOH + (CH₃COO)₂ Zn + H₂↑

Реакция с хлороводородной кислотой протекает бурно и быстрее, чем с уксусной кислотой, так как она образует меньшее число ионов.

• от добавления к раствору первого электролита электролита II с одноименным ионом степень диссоциации электролита уменьшается.

Рассмотрим опыт: В пробирку нальем 1 мл раствора воды и добавим по 2 капли растворов NH₄OH и фенолфталеина. Раствор окрасится в малиновый цвет. Затем добавим электролит с одноименным ионом – NH₄Cl (твердый), при этом раствор обесцвечивается:

NH₄OH ‹-----› NH₄⁺ + OH^—

NH₄Cl

C увеличением числа одноименных ионов NH₄⁺ при добавлении хлорида аммония равновесие смещается влево, так как катионы аммония связывают почти все гидроксид - ионы в молекулы NH₄OH и ранее малиновый раствор обесцвечивается.

• от температуры: при ее повышении степень диссоциации увеличивается для слабых электролитов (эндотермическая реакция).

• от числа атомов кислорода в молекуле кислот одного и того же элемента. Чем больше атомов кислорода в молекуле кислот, тем больше степень ее диссоциации.

Например, HСlO (хлорноватистая кислота) – практически не распадается на ионы, она слабее угольной ( < 0,17 %),

HСlO₃ (хлорноватая кислота)  = 90 %

HClO₄ (хлорная кислота)  = 95 %

Константа диссоциации

Процесс диссоциации обратимый, и с течением времени устанавливается химическое равновесие:

CH₃COOH ‹-----› H⁺ + CH₃COO^-

уксусная кислота ацетат-ион

Применив к нему закон действующих (действия) масс, получим:

[H⁺] [CH₃COO^--]

K _{дисс. === --------------------------------- ===} 1,86 . 10^—5

[ CH₃COOH]

Эта константа называется константой диссоциации электролита.

Константа диссоциации электролита – это отношение произведения концентраций ионов к концентрации недиссоциированных молекул слабого электролита. По величине константы диссоциации можно судить о силе электролита. Чем больше константа диссоциации, тем больше концентрация ионов, тем сильнее электролит. Константа диссоциации зависит от

а) температуры

б) природы электролита

в) природы растворителя.

Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (реакция необратимая), поэтому в знаменателе выражения для константы диссоциации стоит ноль, и всё выражение стремится к бесконечности. Таким образом, для сильных электролитов термин «константа диссоциации» лишён смысла.