что служит количественной характеристикой силы электролитов

Что служит количественной характеристикой силы электролитов

1.1. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сила электролитов

Согласно теории электролитической диссоциации, соли, кислоты, гидроксиды, растворяясь в воде, полностью или частично распадаются на самостоятельные частицы – ионы.

Процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя называют электролитической диссоциацией. Вещества, диссоциирующие на ионы в растворах, называют электролитами. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами; к ним относятся, например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами; к ним принадлежат ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы.

Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита (α) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы ( n ), к общему числу его молекул в растворе ( N ), или

Степень электролитической диссоциации принято выражать либо в долях единицы, либо в процентах.

Электролиты со степенью диссоциации больше 0,3 (30%) обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 0,03 (3%) до 0,3 (30%)—средними, менее 0,03 (3%)—слабыми электролитами. Так, для 0,1 M раствора CH ₃ COOH α = 0,013 (или 1,3 %). Следовательно, уксусная кислота является слабым электролитом. Степень диссоциации показывает, какая часть растворенных молекул вещества распалась на ионы. Степень электролитической диссоциации электролита в водных растворах зависит от природы электролита, его концентрации и температуры.

По своей природе электролиты можно условно разделить на две большие группы: сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (α = 1).

К сильным электролитам относятся:

3) соли, растворимые в воде (см. таблицу растворимости).

Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном в недиссоциированном состоянии (в молекулярной форме). Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

К слабым электролитам относятся:

3) гидроксид аммония ( NH ₄ OH );

4) большинство органических кислот

(например, уксусная CH₃COOH, муравьиная HCOOH);

5) нерастворимые и малорастворимые соли и гидроксиды некоторых металлов (см. таблицу растворимости).

Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. Например, диссоциация соляной кислоты (НС l ) записывается следующим образом:

Основания диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксид-ионов. Например, диссоциация КОН

Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато. Например,

Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой

.

Для диссоциации по второй ступени:

.

Средние (нормальные) соли, растворимые в воде, диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка

KHCO ₃ → K + + HCO ₃ – (первая ступень)

HCO ₃ – H + + CO ₃ 2– (вторая ступень).

Однако степень электролитической диссоциации по второй ступени очень мала, поэтому раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.

FeOHCl ₂ FeOH 2+ + 2 Cl – (первая ступень);

FeOH 2+ Fe 3+ + OH – (вторая ступень);

( ZnOH )₂ SO ₄ 2 ZnOH + + SO ₄ 2– (первая ступень);

ZnOH + Zn 2+ + OH – (вторая ступень).

Источник