Ступінь дисоціації a - це відношення числа моліів електроліту, який розпався на іони, до його загальної концентрації в розчині

Основами називаються електроліти, які у водних розчинах утворюють негативно заряджені гідроксид-іони і не дають ніяких інших негативних іонів.

У тому випадку, коли в розчині речовини, окрім негативно заряджених гідроксид-іонів присутні і негативно заряджені іони кислотного залишку, електролітичній дисоціації піддається не основа, а основна сіль.

Дисоціація солей. Нормальні солі (середні) при розчиненні у воді утворюють позитивно заряджені іони металу і негативно заряджені іони кислотного залишку

NaCl ® Na⁺ + Cl^-

Al(NO₃)₃ ® Al³⁺ + 3NO₃^-

K₃PO₄ ® 3K⁺ + PO₄^3-

З погляду теорії електролітичної дисоціації середньою сіллю називається електроліт, який у водних розчинах утворює позитивно заряджені іони металу і негативно заряджені іони кислотного залишку.

Основні положення теорії електролітичної дисоціації

1) Електроліти під час розчинення у воді розпадаються (дисоціюють) на позитивно й негативно заряджені йони. Розпад на йони здійснюється під дією диполів води.
2) Йони в розчині перебувають у гідратованому стані, тобто вони оточені диполями води.
3) Під дією електричного струму позитивно заряджені йони (катіони) рухаються до катода, негативно заряджені (аніони) — до анода. Завдяки руху йонів розчини електролітів проводять електричний струм.
4) У розчинах на йони розпадаються речовини з йонним і ковалентним полярним зв’язком.

4) ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ (— процес розпаду молекул або кристалів речовин на іони під дією полярних молекул розчинника. Поряд з полярністю молекул розчинника важливе значення має його діелектрична проникність (ε). Діелектрична проникність розчинника показує, у скільки разів сила взаємодії між двома зарядами у даному середовищі менша, ніж у вакуумі.

5) Дисоціація речовин з іонним зв'язком протікає в три стадії:
1.спочатку хаотично рухаються молекули води у іонів кристалу орієнтуються до них протилежно зарядженими полюсами - відбувається орієнтація.

2.потім диполі води притягуються, взаємодіють з іонами поверхневого шару кристала відбувається гідратація.

3.молекула води, переміщаючись в розчин, захоплюють з собою гідратовані іони. Відбувається дисоціація.

Аналогічно, але на одну стадію більше (диск № 2: дисоціація речовин з ковалентно-полярної зв'язком):
-орієнтація -гідратація -----іонізація, тобто перетворення ковалентно-полярного зв'язку в іонну. -дисоціація

6) Ступінь електролітичної дисоціації. Здатність електроліта дисоціювати на іоні кількісно оцінюється за допомогою ступеня дисоціації a.

Ступінь дисоціації a - це відношення числа моліів електроліту, який розпався на іони, до його загальної концентрації в розчині

Ступінь дисоціації — відношення числа молекул N, що розпалися на йони, до загального числа розчинених молекул : . Ступінь дисоціації виражається в частках одиниці або у відсотках.
Якщо ступінь дисоціації менший 3 %, то електроліт називається слабким, якщо більший 30 % — сильним. Електроліти, ступінь дисоціації яких лежить у межах від 3 до 30 %, називаються електролітами середньої сили.

7)Електроліти- речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм за рахунок іонів, що утворюються внаслідок Е.д. Електроліти в розчинах по-різному дисоцію­ють на іони. Кількісною характеристикою розпаду молекул на іони є ступінь дисоціації α. У розчинах слабких електролітів ступінь дисоціації менше 3%. Електроліти середньої сили мають значення α понад 3% і менше 30%, α сильних електролітів понад 30%. Сильними електролітами є розчинні основи (луги): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂i Ba(OH)₂; сильні мінеральні кислоти: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₃, HClO₄, HMnO₄ і розчинні солі. До електролітів середньої сили належать деякі органічні кислоти (НСООН, Н₂С₂О₄), мінеральні кислоти (HNO₂, H₂SO₃, H₃PO₄, HF), основи Mg (OH)₂, TІOH та солі — CdCl₂, ZnCl₂, HgCl₂. До слабких електролітів належать малорозчинні основи, амфотерні гідроксиди, слабкі мінеральні кислоти (H₂S, HCN, H₂CO₃, H₃BO₃, H₂SiO₃), майже всі органічні кислоти, вода, гідрат аміаку.

8)Константа електролітичної дисоціації. Оскільки електролітична дисоціація слабких електролітів є оборотним процесом, то вона підкоряється закону діючих мас. Таким чином, для процесу дисоціації слабкого електроліту можна записати константу рівноваги. Як приклад розглянемо дисоціацію слабкого електроліту КА:

КА Û К⁺ + А^-.

Позначимо концентрацію іонів як [K⁺] і [A^-], а концентрацію недисоційованих молекул через [КА]. Тоді константу рівноваги запишемо так:

[K⁺] [A^-]

К_р =

[КА] .

Константа рівноваги слабкого електроліту називається константою дисоціації К_дис. Вона як і ступінь дисоціації, є кількісною мірою здатності речовини дисоціювати в розчині. Чим менше значення К_дис, тим слабкіше електроліт, і навпаки, чим більше К_дис, тим краще дисоціює розчинена речовина. Константа дисоціації не залежить від концентрації розчину, а залежить від температури. Вона має розмірність концентрації (моль/л).

9) Між константою і ступенем електролітичної дисоціації існує взаємозв'язок, відомий під назвою закону розбавлення Оствальда. Запишемо рівняння дисоціації слабкого бінарного електроліта типа КА:

КА Û К⁺ + А^-

Зако́н розба́влення О́ствальда — співвідношення, що виражає залежність еквівалентної електропровідності розведеного розчину бінарного слабкого електроліту від концентрації розчину.

Де К — константа дисоціації електроліту, с — концентрація, λ і λ∞ — значення еквівалентної електропровідності відповідно при концентрації і при нескінченному розведенні. Це співвідношення є наслідком закону діючих мас і рівності

де α — ступінь дисоціації.

10)ДОБУТОК РОЗЧИННОСТІ (ДР, К_S)—добуток рівноважнихконцентрацій іонів у насиченому розчині малорозчинного сильного електроліту. Показники ступеня для концентрацій, які входять у ДР, дорівнюють стехіометричним коефіцієнтам у рівнянні дисоціації електроліту. Для кожного електроліту при певній температурі і в певному розчиннику ДР є стала величина. Сталість ДР виводять із закону діючих мас згідно з рівновагою тверда фаза її насичений розчин.

Поиск по сайту: