Химия - это просто

Популярно о химии

· Что такое химия
· Периодическая таблица

ОБЩАЯ ХИМИЯ

Вещества и смеси

· Понятие вещества
· Вещество и его состояния
· Простые и сложные вещества
· Чистые вещества и смеси
· Свойства вещества
· Энергия вещества
· Газы
· Растворы
· Коллоидные растворы
· Состав растворов
· Электролитическая диссоциация
· Уравнение ионных реакций
· Степень диссоциации
· Диссоциация кислот и оснований
· Диссоциация воды
· Твердые вещества
· Неорганические вещества
· Оксиды
· Основания
· Кислоты
· Соли
· Гидролиз солей
· Электролиз

Атомы и молекулы

Строение веществ

Взаимодействие веществ

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Степень электролитической диссоциации

Примеры решения задач...

• α - степень диссоциации;
• N_д - число диссоциированных (распавшихся на ионы) молекул элеткролита;
• N - общее число молекул электролита в растворе.

Степень диссоциации является количетсвенной характеристикой процесса электролитической диссоциации.

Например, выражение "степень диссоциации уксусной кислоты в 0,1М растворе равна 2%" означает, что из каждых ста молекул уксусной кислоты только две (каждая пятидесятая) распадаются на ионы.

От чего зависит величина степени диссоциации:

• от природы растворителя - степень диссоциации тем выше, чем выше полярность растворителя;
• от температуры - степень диссоциации тем выше, чем выше температура;
• от концентрации - степень диссоциации тем выше, чем ниже концентрация растворенного вещества (более разбавленный раствор);
• от природы электролита - степень диссоциации тем выше, чем полярней связи в молекулах, по которым происходит диссоциация.

Все растворы, в зависимости от значения степени диссоциации, принято делить на три категории:

• сильные электролиты (α>30%): многие кислоты и соли (HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄), основания (NaOH, KOH) - в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, при этом диссоциация является необратимой:
  • соли: NaNO₃→Na⁺+NO₃^-
  • сильные кислоты: HCl→H⁺+Cl^-
  • щелочи: KOH→K⁺+OH^-
• электролиты средней силы (3%<α<30%);
• слабые электролиты (α<3%): в водных растворах диссоциируют не полностью, при этом процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым:
  • вода;
  • гидроксид аммония NH₄OH;
  • слабые кислоты: HClO₂, HNO₂, H₂SO₄, H₃PO₄, H₂S, HCN, HF...;
  • слабые основания, нерастворимые в воде: Fe(OH)₂, Pb(OH)₂, Cu(OH)₇...

HNO2↔H++NO2-
NH4OH↔NH4++OH-

Константа диссоциации

Константа электролитической диссоциации (K_д) характеризует равновесие системы электролитического раствора - это более общая количественная характеристика (по сравнению со степенью диссоциации) силы электролитов. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее диссоциирует электролит, т.е., он легче распадается на ионы, которых в растворе становится много, и электролит становится сильным.

Ранее уже говорилось, что в растворе слабого электролита устанавливается равновесие, когда скорость диссоциации в растворе равна скорости ассоциации (см. Электролитическая диссоциация):

KA ↔ K+ + A-
Kд = ([K+][A-])/[KA]

• [K⁺] - молярная равновесная концентрация катионов;
• [A^-] - молярная равновесная концентрация анионов;
• [KA] - молярная равновесная концентрация недиссоциированных молекула электролита.

В отличие от степени диссоциации константа диссоциации (для слабого электролита) не зависит от концентрации раствора.

Степень диссоциации и константа диссоциации связаны соотношением (c - молярная концентрация электролита):

Kд = (α2·c)/(1-α)

Для слабых электролитов константа диссоциации мала, поэтому, ею можно пренебречь:

Kд = α2·c
α = √(Kд/c)

Для сильных электролитов константа диссоциации является переменной величиной, зависящей от концентрации раствора.

Примеры решения задач...

См. далее: Диссоциация кислот, оснований, солей...