Сильные и слабые электролиты

Изучение коллигативных свойств растворов электролитов показало, что в растворах присутствуют наряду с ионами и молекулы, так как диссоциация происходит не полностью, т.е.

КА <=> К⁺ + А^- .

Долю молекул, распавшихся на ионы, характеризуют степенью диссоциации (a). Степень диссоциации – отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворённых молекул N:

a = n / N.

Например, a = 20 %. Это значит, что из 100 молекул электролита 20 молекул распалось на ионы. КА Û К⁺ + А^- и в растворе присутствует 40 ионов, а также 80 нераспавшихся молекул. Всего в растворе будет присутствовать 120 частиц. Изотонический коэффициент равен 1,2.

Все электролиты по степени диссоциации делятся на две группы: сильные и слабые.

Электролиты, для которых при эквивалентной концентрации растворов Cн = 0,01–0,1мол/л степень диссоциации (a) больше 50% относят к сильным. Принято, что сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы (в растворе присутствуют только в виде ионов).

Электролиты, для которых при эквивалентной концентрации растворов Cн = 0,01–0,1мол/л степень диссоциации (a) меньше, 50 % относят к слабым. Принято, что слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы (в растворе присутствуют в основном в молекулярном виде).

К сильным электролитам относятся:

– соли, растворимые в воде;

– основания элементов I и II групп главных подгрупп Периодической системы элементов Д.И.Менделеева;

– кислоты Н₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HJ, HMnO₄, HClO₄, HCl0₃ и др.

К слабым электролитам относятся:

– соли, не растворимые в воде;

– основания не растворимые в воде, за исключением NH₄OH, а также элементов I и II групп главных подгрупп;

– кислоты органические (СН₃ СООН), H₂S, H₂SO₃, H₂CO₃, H₂SiO₃, H₃BO₃, H₃PO₄.

К СЛАБЫМ ЭЛЕКТРОЛИТАМ ОТНОСИТСЯ ВОДА ! ! !

Слабые электролиты имеют различную степень диссоциации, которая зависит от концентрации электролита и температуры раствора.

Чтобы исключить влияние концентрации электролита для характеристики диссоциации, используют константу диссоциации.

Так как диссоциация является обратимым процессом КА <=>К⁺ + А^–; то по закону действующих масс

В состоянии равновесия

,

отсюда .

Константа равновесия в этом случае характеризует электролитическую диссоциацию электролита и называется константой диссоциации / K_Д /. K_Д зависит от температуры и не зависит от концентрации раствора. По величине K_Д можно судить о силе электролита. Например, для одной и той же температуры

K_Д (NH₄OH) = 1,79∙10^-5;

K_Д (СН₃СООН) = 1,75∙10^-5;

K_Д (HСN) = 4,79∙10^-10.

Самым слабым электролитом является HСN, имеющая наименьшее значение константы диссоциации.