Электролитическая диссоциация. 
Степень и константа диссоциации

Электролитическая диссоциация — это способность молекул в растворе или расплаве распадаться на ионы.

С. Аррениус впервые показал, что между способностью растворов электролитов проводить ток и неподчинением их законам Вант-Гоффа и Рауля существует глубокая связь. Он предположил, что оба эти явления вызываются одной причиной — полной или частичной диссоциацией молекул электролитов на ионы при их растворении. Гипотеза эта стала называться теорией электролитической диссоциации.

Согласно этой теории молекулы электролитов полностью или частично распадаются на противоположно заряженные ионы:

К электролитической диссоциации способны не только нейтральные молекулы, но и ионы, например

и далее.

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, по стадиям, например Н₂С0₃:

Первая стадия: Н₂С0₃ Н * + НС0₃

Вторая стадия: НС0₃~ Н⁺ + СО§".

Чтобы вещество было в воде электролитом, его молекула должна быть полярной. Полярная молекула вещества окружается полярными молекулами воды, которые разъединяют эту молекулу на две противоположные частицы — ионы. Это и есть диссоциация электролита Способность электролита к диссоциации характеризуется степенью электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации. Так как процесс электролитической диссоциации обратим, в растворах электролитов наряду с ионами присутствуют молекулы, которые не нродиссоциировали. Степень диссоциации (а) показывает отношение числа диссоциированных на ионы молекул (С_н) к общему числу растворенных молекул (ее выражают и в процентах):

Если степень диссоциации, а = 80%, то это означает, что из 100 молекул электролита 80 распались на ионы, а 20 остались в виде молекул.

Степень диссоциации зависит от: природы электролита, температуры, концентрации.

По степени электролитической диссоциации в не очень разбавленных растворах электролиты делятся:

• — на слабые, а < 0,03 или, а < 3%;
• — средние, 0,03 < а < 3 или 3 < а <30%;
• — сильные, а > 0,3 или, а > 30%.

Все указанные значения, а относятся к децимолярной (0,1 М) концентрации растворов. Более строгое разделение электролитов на сильные и слабые основано на значениях констант диссоциации.

Константа диссоциации — это константа равновесия системы, возникающей в растворе слабого электролита при его диссоциации, например

Применив закон действующих масс, получим.

Значение константы диссоциации К_дис зависит от природы электролита и от температуры и является постоянной величиной для данного электролита при данной температуре.

Молекула ортофосфорной кислоты Н₃Р0₄ диссоциирует, но трем ступеням, и каждая стадия характеризуется своей величиной константы диссоциации:

Как видно из этих данных, процесс диссоциации слабого электролита (слабой кислоты) определяется главным образом диссоциацией по первой ступени.

Взаимосвязь между степенью и константой диссоциации. Закон разбавления Оствальда

Для слабого бинарного (диссоциирующего на два иона) электролита АВ.

константа диссоциации принимает следующий вид:

Если С — исходная концентрация вещества; а — степень диссоциации, то концентрация ионов равна: [А⁺] = [ В ] = Са, а концентрация недиссоциированных молекул: [АВ] — С — Са — С ( 1- а).

Подставив полученные выражения в формулу константы диссоциации, получаем.

Для слабых электролитов а мала, тогда 1- а * 1, К * Са² и.

Приведенное уравнение выражает закон разбавления Оствальда. Как видно из уравнения, при разбавлении растворов (уменьшении концентрации) слабых электролитов число диссоциированных молекул увеличивается, а следовательно, возрастает и степень электролитической диссоциации.