Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена

Электролиты, которые практически полностью диссоциируют на ионы, называются сильными; электролиты, которые частично диссоциируют на ионы, называются слабыми. Для количественной оценки полноты диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул, находящихся в растворе.

Обычно степень диссоциации (α;) выражают в долях единицы или %:

, (12)

где n – число частиц, подвергшихся электролитической диссоциации;

n₀ – общее число частиц в растворе.

Сильные электролиты – почти все соли, растворимые основания (NaOH, KOH, Ba(OH)₂ и др.), неорганические кислоты (H₂SO₄, HCl, HNO₃, HBr, HI и др).

Слабые электролиты – нерастворимые основания и NH₄OH, неорганические кислоты (H₂CO_3,, H₂S,, HNO_2, H₃PO₄ и др.), органические кислоты и вода H₂O.

Сильные электролиты диссоциируют на ионы практически нацело (т.е. процесс диссоциации является необратимым) и одностадийно:

HCl = H⁺ + Cl^– H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2–

Слабые электролиты диссоциируют частично (т.е. процесс диссоциацииявляется обратимым) и ступенчато. Например, для многоосновных кислот на каждой стадии происходит отрыв одного иона водорода:

1. H₂SO₃ ⇄ H⁺ + HSO₃^- 2. HSO₃^- ⇄ H⁺ + SO₃^2-

Таким образом, число стадий многоосновных кислот определяется основностью кислоты (числом ионов водорода), а число стадий многокислотных оснований будет определяться кислотностью основания (или числом гидроксильных групп):
NH₄OH ⇄ NH₄⁺ + OH^–. Процесс электролитической диссоциации завершается установлением в системе состояния химического равновесия, которое характеризуется константой равновесия:

Константа равновесия процесса электролитической диссоциации называется константой диссоциации – К_Д. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя, температуры, но не зависит от концентрации электролита.

Между К_Д и α; существует количественная связь:

(13)

Соотношение (13) называют законом разбавления Оствальда: степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.

Для слабых электролитов, когда α<<1, К_Д = α²С.

Вода является слабым электролитом, поэтому диссоциирует обратимо:

H₂O ⇄ H⁺ + OH^– ∆H = +56,5кДж/моль

Константа диссоциации воды:

Степень диссоциации воды очень мала (это очень слабый электролит). Так как вода присутствует в большом избытке, то ее концентрация может считаться величиной постоянной и составляет , тогда

К_Д [H₂O] = [H⁺]∙[OH^-] = 55,6∙1,8∙10^-16 = 10^-14

[H⁺]∙[OH^-] = 10^-14 = K_W – ионное произведение воды

Так как в воде концентрации катионов водорода и гидроксид-ионов равны, то: [H⁺] = [OH^-] = .

Растворение в воде других веществ (кислот, оснований, солей) изменяет концентрацию ионов Н⁺ или ОН^–, а их произведение всегда остается постоянным и равным 10^-14 при Т=25⁰С. Концентрация ионов Н⁺ может служить мерой кислотности или щелочности раствора. Обычно для этой цели используется водородный показатель: pH = -lg[H⁺]. Таким образом, водородный показатель – это десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком.

В зависимости от концентрации ионов водорода различают три среды.

В нейтральной среде [H⁺] = [OH^-]= 10^-7 моль/л, рН= – lg 10^-7 = 7. Эта среда характерна как для чистой воды, так и для нейтральных растворов. В кислых растворах [H⁺] > 10^-7моль/л, рН < 7. В кислых средах рН меняется в пределах 0 < рН < 7.
В щелочных средах [H⁺] < [ОН^–] и [H⁺] < 10^-7 моль/л, следовательно, рН > 7. Пределы изменения рН: 7 < рН < 14.