Степень и константа диссоциации электролитов, расчеты.
Электролитическая диссоциация — обратимый равновесный процесс. Поэтому для диссоциации, так же как и для других, можно записать выражение для константы равновесия.
В общем виде диссоциация электролита AnBm происходит по уравнению:
AnBm nAm++mBn- (1)
Следовательно, константа равновесия будет равна:
K=[Am+]n[Bn-]m/[AnBm]
где константа равновесия К называется константой диссоциации KD, [Am+], [Bn- ] и [AnBm] — соответствующие концентрации, выраженные в моль/л.
Константа диссоциации зависит только от температуры, но не зависит от концентрации раствора.
Помимо константы диссоциации, существует еще одна количественная характеристика поведения электролита в растворе.
Степень диссоциации — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворившихся молекул.
a=n/N,
где n — число молекул, распавшихся на ионы, а N —общее число растворенных молекул. Поскольку n£N, то соответственно соответственно 0£a£1 (или в процентах: 0£a£100%).
По степени диссоциации электролиты разделяются на слабые, средние и сильные.
Если значение a близко к нулю (или к 0% ), то это значит, что диссоциации нет, и такие электролиты называют слабыми. Если
a®1 (или a®100%), то говорят, что диссоциация полная, а электролит — сильный.
Сильными электролитами являются многие хорошо растворимые кислоты, имеющие молекулярное строение: серная, хлороводородная, азотная, хлорная, бромоводородная и др. Сильными электролитами являются также все ионные соединения (все соли и гидроксиды), даже если они плохо растворимы, поскольку они не могут существовать в растворе в молекулярном виде.
Слабые электролиты — это такие кислоты, как сернистая» борная, уксусная и большинство органических кислот, и вода.
Степень диссоциации, в отличие от константы диссоциации, зависит от концентрации. Чем меньше концентрация, тем выше значение а. Эта зависимость выполняется для всех электролитов (сильных и слабых), имеющих молекулярное строение. Степень диссоциации ионных электролитов от концентрации не зависит, т.к. для них всегда а = 1.
Ионная сила электролитов и закон разбавления Оствальда.
Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом:
где cB — молярные концентрации отдельных ионов (моль/л), zB заряды ионов
Суммирование проводится по всем типам ионов, присутствующих в растворе. Если в растворе присутствуют два или несколько электролитов, то вычисляется общая суммарная ионная сила раствора.
Ионная сила раствора имеет большое значение в теории сильных электролитов Дебая — Хюккеля. Основное уравнение этой теории (предельный закон Дебая — Хюккеля) показывает связь между коэффициентом активности иона ze и ионной силы раствора I в виде:
,
где γ — коэффициент активности, А — постоянная, не зависящая от заряда иона и ионной силы раствора, но зависящая от диэлектрической постоянной растворителя и температуры.
Оствальда закон разбавления - соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита (См. Электролиты) от концентрации раствора:
Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием Действующих масс закона и равенства λ/λ∞ = α, где α — степень диссоциации. О. з. р. выведен В. Оствальдом в 1888 и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности О. з. р. имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.