Степень электролитической диссоциации

 

Большинство реакций, используемых в аналитической химии, проводится в растворах. Из курса общей химии известно, что многие химические вещества (соли, основания, кислоты) при растворении распадаются на ионы. Такие вещества называются электролитами, а процесс распада – электролитической диссоциацией. Явление это было открыто и объяснено в 1884 году шведским ученым С.А. Аррениусом.

Согласно теории электролитической диссоциации электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называются катионами (ионы водорода, металлов). Отрицательно заряженные ионы называются анионами (ионы кислотных остатков, гидроксид-ионы).

Процесс электролитической диссоциации изображают химическими уравнениями, например:

HCl D H⁺ + Cl^-.

 

При электролитической диссоциации, как и во многих других химических процессах, со временем устанавливается динамическое равновесие. Наряду с распадом молекул растворенного вещества на ионы происходит образование (ассоциация) их в исходные молекулы. Относительное число продиссоциировавших молекул в таком растворе остается постоянным и характеризуется степенью электролитической диссоциации.

Отношение числа молей, распавшихся на ионы (С_д), к общему числу молей (С_общ.) растворенного электролита называют степенью электролитической диссоциации. Эту величину обозначают символом α.

α =

По степени диссоциации электролиты делятся на три группы: 1) сильные электролиты; 2) слабые; 3) электролиты средней силы.

К сильным электролитам относят соединения, которые в 0,01 – 0,01 молярных растворах диссоциируют на 30 % и более. К ним относят большинство солей (NaCl, KNO₃, (NH₄)₂SO₄ и др.), неорганические кислоты (HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HCl, HBr, HI) и щелочи (NaOH, KOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂).

Электролиты средней силы характеризуются степенью диссоциации от 3 до 30 %. К этой группе относят фосфорную кислоту, сернистую, щавелевую, Mg(OH)₂ и некоторые соли тяжелых металлов.

Степень диссоциации слабых электролитов составляет менее 3 %. К этой группе относят сероводородную, борную кислоты, карбонат натрия, гидроксид аммония и др.

Степень диссоциации характеризует химическую активность электролитов. Например, хлороводородная кислота, легко взаимодействующая с металлическим цинком, быстро разлагает мрамор. Более слабая уксусная кислота медленнее взаимодействует и с цинком и с мрамором. Многие, нерастворимые в уксусной кислоте соединения (сульфид цинка, оксалат кальция, хромат бария), легко растворяются в хлороводородной кислоте.

Следовательно, чем выше степень диссоциации кислоты и ее концентрация, тем больше в растворе присутствует ионов водорода (протонов) и тем сильнее она в химическом отношении. Сила оснований также определяется степенью их диссоциации, т.е. концентрацией гидроксид-ионов.