Лекции по химии: Процесс диссоциации

В зависимости от структуры вещества процесс протекает по-разному:

1) если структура вещества ионная

2) если молекула полярна

Например, KCl, попадая в воду, притягивает к себе полярные молекулы воды (ион – дипольное взаимодействие).

Но если ионы KCl притягивают к себе молекулы воды, то и вода притягивает к себе ионы K⁺ и Cl^–.

Притянутые молекулы воды испытывают толчки со стороны других молекул и происходит растворение вещества в воде.

Иначе происходит диссоциация полярных молекул. Молекула при растворении поляризуется, т.е. её полюса расходятся и в конечном итоге гидратируются. Оказывается, что ион водорода прочно связан в этот момент с молекулами воды, т.е. он образует ион гидроксонил.

К слабым электролитам принадлежат в первую очередь слабые кислоты и слабые основания и некоторые соли. Сюда относятся большинство органических кислот, фенолы,амины, некоторые неорганические основания и кислоты (угольная, синильная), а также соли – хлорная ртуть, цианистая ртуть и др.

Сильные электролиты почти полностью диссоциированы на ионы.

Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым, т.к. ионы противоположного знака, встречаясь в растворе, могут вновь соединяться в молекулы.

Как и во всяком обратимом процессе, здесь устанавливается равновесие. Количество его характеризуется константой равновесия (константой диссоциации K_g), определяемой уравнением:

где K_g – называется постоянная химического равновесия.

– концентрации соответствующих ионов и недиссоциированных молекул электролита. Это уравнение применимо к слабым электролитам в разбавленных растворах. В более концентрированных растворах необходимо пользоваться активностями, вместо концентраций (а = с).

Активность можно рассматривать как величину, характеризующую степень связанности частиц электролита, т.е. это реально действующая масса в отличие от общей концентрации вещества в раствор. В этом случае уравнение принимает вид:

, где , а – активность, f – коэффициент активности

– активности ионов и недиссоциированных молекул электролита.

Эту константу называют термодинамической константой диссоциации. Рассчитанная таким образом может несколько изменяться с концентрацией. Её называют условной константой диссоциации.

Наряду с для характеристики состояния слабого электролита, в растворе пользуются также и величиной степени диссоциации α.

Константа диссоциации – это величина свойственная данному электролиту. При постоянной t˚ и в одном и том же растворителе она должна быть величиной постоянной. А степень диссоциации α характеризует состояние электролита в растворе только определенной концентрации и меняется с её изменением.

С уменьшением концентрации она возрастает, приближаясь к 1 (единице). И наоборот, с увеличением концентрации вероятность встречи ионов в растворе и их соединения в недиссоциированные молекулы возрастает, а степень диссоциации уменьшается. Степень диссоциации связана с константой диссоциации. Так для бинарного (двойного) электролита ВА, т.е. образующего по два иона, концентрации ионов и концентрация недиссоциированных молекул связана с общей концентрацией электролита с: