Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация – распад молекул на ионы под действием полярных молекул растворителя, в результате чего ослабляется связь в молекуле или кристалле растворенного вещества и образование ионов с последующей их гидратацией.

Взаимодействие между молекулами растворяемого вещества (АВ) и растворителя (S) (такое взаимодействие называют гидратацией или сольватацией, если раствор неводный) можно представить в виде двух стадий. Первая – это образование гидратированной (сольватированной) молекулы:

AB + (n+m)S ↔ AB(n+m)S. (1)

Вторая стадия – диссоциация гидратированной (сольватированной) молекулы на гидратированные (сольватированные) ионы (стадия электролитической диссоциации).

AB(n+m)S ↔ A^p+nS + B^q–mS. (2)

Процесс взаимодействия может остановиться на любой стадии.

Процесс диссоциации является обратимым и равновесным, то есть, одновременно протекают два противоположных процесса: распад молекул на ионы – диссоциация и объединение ионов в молекулы – ассоциация.

Если взаимодействие останавливается на стадии (1), то такой раствор является раствором неэлектролита. В нем отсутствуют ионы, и такой раствор не проводит электрический ток. Поэтому неэлектролитами называют вещества, которые не распадаются на ионы.

Если взаимодействие протекает до стадии (2), то такой раствор является раствором электролита, т.е. имеет место электролитическая диссоциация. Электролитами называют вещества, которые в растворе распадаются на положительные и отрицательные ионы.

Уравнение электролитической диссоциации можно записать, опустив промежуточные стадии:

AB + (n+m)S ↔ A^p+nS + B^q–mS.

Коэффициенты n и m в этом уравнении меняются в зависимости от концентрации, температуры и других параметров раствора, поэтому не отражают истинный стехиометрический состав гидратов. В связи с этим уравнения электролитической диссоциации записывают без молекул воды:

AB ↔ A^p+ + B^q–.

Число, показывающее, какая часть молекул растворенного вещества распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоциации:

,

где a – степень диссоциации, %; n – число молекул электролита, распавшихся на ионы; N – общее число молекул электролита.

Сильные электролиты – это электролиты, a которых в водном растворе больше 30 %: сильные кислоты (HI, HCl, H₂SO₄, HNO₃), щелочи (NaOH, KOH, LiOH), все растворимые соли. Сильные электролиты в растворах диссоциируют практически необратимо.

Слабые электролиты – это электролиты, a которых в водном растворе меньше 30 %: практически все органические вещества, слабые кислоты (H₂CO₃, H₂S, H₂SiO₃, HF), основания NH₄OH, Al(OH)₃, Cu(OH)₂, вода.

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо, поэтому к ним может быть применен закон действующих масс и записана константа диссоциации К.

A_aB_b ↔ aA^b+ + bB^a–,

.

К зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, а также от температуры. К не зависит от концентрации раствора. Чем меньше К, тем слабее диссоциирует электролит и тем устойчивее его молекулы.

Константа диссоциации связана со степенью диссоциации законом Оствальда:

K = α ²с/(1–α).

Если степень диссоциации значительно меньше единицы, то при приближенных расчетах можно пользоваться формулой:

K = α ²с.

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Для каждой ступени равновесного состояния существует своя константа диссоциации:

I cтупень. H₃PO₄ H⁺+H₂PO₄^– ;

II cтупень. H₂PO₄^- H⁺+ HPO₄^2– ;

III cтупень. HPO₄^2- H⁺+ PO₄^3– .

Константы диссоциации веществ по последующей ступени всегда меньше, чем по предыдущей, т.е. K₁> K₂> K₃.