7.2 Степень диссоциации

Изучая свойства растворов электролитов, С. Аррениус ввёл понятие «степень диссоциации», предположив, что некоторые электролиты могут диссоциировать на ионы не полностью. Степенью диссоциации  называется отношение числа молекул, распавшихся в растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.

(7.1)

В формуле 7.1 N(X) – число продиссоциировавших молекул электролита X;

N₀(X) – общее число молекул электролита X в растворе.

Степень диссоциации можно также выразить через количество вещества по формуле , (7.2)

где n(X) – количество продиссоциировавшего вещества X; n₀(X) – общее количество вещества X в растворе; N_a – число Авогадро.

Количество вещества можно выразить через молярную концентрацию раствора и объём раствора, поэтому степень диссоциации можно также определить как отношение молярной концентрации продиссоциировавшего вещества к молярной концентрации всего вещества, находящегося в растворе.

(7.3)

где C(X) – молярная концентрация продиссоциировавшего вещества X;

C₀(X) – общая молярная концентрация вещества X в растворе.

Электролиты можно разделить на 2 большие группы: электролиты сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют в растворах полностью и процесс диссоциации необратим: HNO₃  H⁺ + NO₃^– . Из этого следует, что степень диссоциации сильного электролита равна 1. Для слабых электролитов степень диссоциации α < 1, поскольку слабые электролиты диссоциируют лишь частично, и процесс диссоциации обратим, т.е. в растворе устанавливается динамическое равновесие между ионами и непродиссоциировавшими молекулами. Обратимый характер диссоциации слабых электролитов отражается при записи уравнений.

CH₃COOH ⇆ CH₃COO^– + H⁺

H₃PO₄ ⇆ H⁺ + H₂PO₄^–

H₂PO₄^– ⇆ H⁺ + HPO₄^2–

HPO₄^2– ⇆ H⁺ + PO₄^3–

7.3 Константа диссоциации

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия.

Ниже приводится выражение константы равновесия для процесса диссоциации уксусной кислоты CH₃COOH ⇆ CH₃COO^– + H⁺.

К онстанта равновесия, соответствующая процессу диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина константы диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, температуры, но не зависит от концентрации электролита в растворе. Она характеризует способность данной кислоты или данного основания распадаться на ионы: чем легче электролит диссоциирует на ионы, тем больше константа диссоциации. Константа диссоциации является справочной величиной.

Каждая стадия ступенчатой диссоциации многоосновной кислоты характеризуется своей константой диссоциации.

H₃PO₄ ⇆ H⁺ + H₂PO₄^–

H₂PO₄^– ⇆ H⁺ + HPO₄^2–

HPO₄^2– ⇆ H⁺ + PO₄^3–

Аналогичные соотношения характеризуют и ступенчатую диссоциацию оснований многовалентных металлов.

Fe(OH)₂ ⇆ FeOH⁺ + OH^–

F eOH⁺ ⇆ Fe²⁺ + OH^–

При ступенчатой диссоциации веществ распад по первой ступени всегда происходит в гораздо большей степени, чем по второй; по второй стадии – больше, чем по третьей и т.д. Иначе говоря, соблюдается неравенство:

K₁ >> K₂ > K₃ > ... .

Это объясняется тем, что энергия, необходимая для отрыва иона от нейтральной молекулы, меньше, чем от заряженной частицы. Например, отрыв иона H⁺ будет происходить более легко от нейтральной частицы – молекулы H₃PO₄, чем от отрицательно заряженного иона H₂PO₄^–. В свою очередь, отрыв иона H⁺ от однозарядного иона H₂PO₄^– требует меньшей энергии, чем от двухзарядного иона HPO₄^–.