Степень диссоциации. Константа диссоциации

Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации. Степень диссоциации (α) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N):

α = n / N и выражается в долях единицы или в %.

По степени диссоциации электролиты можно разделить на сильные, слабые и электролиты средней силы. Если α > 30% (0, 3), то такие электролиты называются сильными. Это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HСlO₄, H₂SO₄, HNO₃) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂, Ca(OH)₂).

В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.

Если α < 3% (0, 03), то электролиты относятся к слабым. Это вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе. К слабым электролитам относятся:

1) почти все органические кислоты (CH₃COOH, C₂H₅COOH и др.);

2) некоторые неорганические кислоты (H₂CO₃, H₂S и др.);

3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония: (Ca₃(PO₄)₂, Cu(OH)₂, Al(OH)₃, NH₄OH);

4) вода.

Они плохо (или почти не проводят) электрический ток. Степень электролитической диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации.

Концентрация ионов в растворах зависит от того, насколько полно данный электролит диссоциирует на ионы. В растворах сильных электролитов, диссоциацию которых можно считать полной, концентрацию ионов легко определить по концентрации (c) и составу молекулы электролита(стехиометрическим индексам), например:

H₂SO₄ ↔ 2H⁺ + SO₄^2-

Пример

Определите мольную концентрацию катионов и анионов в 0, 01 М растворах KBr, NH₄OH, Ba(OH)₂, H₂SO₄ и CH₃COOH.

Степень диссоциации слабых электролитов α = 0, 3.

Решение:

KBr, Ba(OH)₂ и H₂SO₄ - сильные электролиты, диссоциирующие нацело (α = 1).

KBr ↔ K+ + Br-

[K+] = [Br-] = 0, 01 M

Ba(OH)₂ ↔ Ba²⁺ + 2OH-

[Ba²⁺] = 0, 01 M

[OH-] = 0, 02 M

H₂SO₄ ↔ 2H⁺ + SO₄^2-

[H+] = 0, 02 M

[SO₄^2-] = 0, 01 M

NH₄OH и CH₃COOH – слабые электролиты (α = 0, 3)

NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH-

[NH₄⁺] = [OH-] = 0, 3 • 0, 01 = 0, 003 M

CH₃COOH ↔ CH₃COO- + H⁺

[H⁺] = [CH³COO-] = 0, 3 • 0, 01 = 0, 003 M

Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H₂O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.

Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации α и исходную концентрацию вещества c в

растворе.

Пример

Определите концентрацию недиссоциированных молекул и ионов в 0, 1 М раствора NH₄OH, если степень диссоциации равна 0, 01.

Решение:

Концентрации молекул NH₄OH, которые к моменту равновесия распадутся на ионы, будет равна α c. Концентрация ионов NH₄⁺ и OH- будет равна концентрации продиссоциированных молекул и равна α c (в соответствии с уравнением электролитической диссоциации):

NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH

[NH₄⁺] = [OH-] = α c = 0, 01 • 0, 1 = 0, 001 моль/л

[NH4OH] = c - α c = 0, 1 – 0, 001 = 0, 099 моль/л

Константа диссоциации (K_Д) - отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул. Она является константой равновесия процесса электролитической диссоциации и характеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше K_Д, тем больше концентрация ионов в растворе. Диссоциации слабых многоосновных кислот или оснований поливалентных металлов протекают по ступеням, соответственно для каждой ступени существует своя константа диссоциации:

Первая ступень:

H₃PO₄ ↔ H+ + H₂PO₄-

K_Д1 = ([H+][H₂PO₄-]) / [H₃PO₄] = 7, 1 • 10^-3

Вторая ступень:

H₂PO₄^- ↔ H⁺ + HPO₄^{2 -}

K_Д2 = ([H+][HPO₄^2-]) / [H₂ PO₄-] = 6, 2 • 10^-8

Третья ступень:

HPO₄^2- ↔ H+ + PO₄^3-

K_Д3 = ([H⁺][PO₄^3-]) / [HPO₄^2-] = 5, 0 • 10^-13

K_Д1 > K_Д2 > K_Д3