Растворение некоторых веществ сопровождается высвобождением или образованием ионов. При этом возможны диссоциативный и ионизационный механизмы. Диссоциативный механизм превалирует при разрушении ионной кристаллической решетки под воздействием сольватирующего растворителя. Так, ионы, составляющие кристаллическую решетку KCl, приобретают способность проводить электрический ток в любом из двух случаев разрушения кристаллической решетки – под воздействием тепловой энергии (расплав) или под воздействием сольватирующего растворителя (растворение). В последнем случае в раствор переходят готовые ионы, окруженные молекулами растворителя. Процесс взаимодействия ионов кристаллической решетки с молекулами растворителя называется сольватацией.
Ионизационный механизм состоит в том, что в молекулах газообразных, твердых и жидких веществ под воздействием полярных молекул растворителя увеличивается доля ионности настолько, что в раствор могут переходить сольватированные ионы. В зависимости от природы растворителя электролит может быть полностью диссоциирован, либо будет вести себя как слабый электролит:
|
|
|
|
В воде равновесие смещено вправо и растворенный хлористый водород диссоциирован полностью. В бензоле растворенный HCl ведет себя как слабый электролит.
Важной характеристикой электролитов служит степень диссоциации α:
|
|
|
|
По величине степени диссоциации электролиты делятся на слабые и сильные. Для сильных электролитов, к которым относятся некоторые минеральные кислоты и щелочи, большинство солей, α > 30 %. К слабым относят некоторые минеральные кислоты (HNO2, HCN, H2SO3), большинство оснований, практически все органические кислоты.
Важнейшей характеристикой слабого электролита служит константа диссоциации.
Рассмотрим равновесную реакцию диссоциации слабого электролита HAn:
|
|
|
|
Константа равновесия Kр этой реакции и есть Kд:
|
|
|
|
Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита C и его степень диссоциации α, то получим
|
|
|
|
Это соотношение называют законом разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов при α << 1 это уравнение упрощается:
|
|
|
|
Тогда
|
|
|
|
Это позволяет заключить, что при бесконечном разбавлении степень диссоциации α стремится к единице.
Рассмотрим диссоциацию N моль электролита, диссоциирующего на n ионов. Тогда (6.1) можно записать в виде
|
|
|
|
Решая его относительно α, получим
|
|
|
|
Определив экспериментально изотонический коэффициент, можно найти степень диссоциации α в условиях эксперимента.
Кислоты и основания диссоциируют ступенчато. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой. Так, трехосновная ортофосфорная кислота H3PO4 диссоциирует следующим образом
| ||||||||||||
| Таблица 6.3. |
Важное значение имеет диссоциация воды, поскольку, являясь слабым электролитом и обычным растворителем, она участвует в кислотно-основном равновесии растворенных в ней электролитов.
Вода диссоциирует на ионы:
|
|
|
|
ее константа при 298 K равна
|
|
|
|
При столь малой константе диссоциации концентрация воды остается практически неизменной и равной
|
|
|
|
Отсюда произведение постоянных величин Kд∙[H2O] = [H+]∙[OH–] = const.
Численная величина произведения ионов, на которые диссоциирует вода, называемое ионным произведением воды Kв, равна
|
|
|
|
Таким образом, в пределах 15–25 °C ионное произведение воды Kв = 10–14.
Равенство [H+] и [OH–] соответствует нейтральной среде [H+] = [OH–] = 1 ∙ 10–7, при [H+] > 1 ∙ 10–7 – кислой, при [H+] < 1 ∙ 10–7 – щелочной.
Ваша оценка?
