Сильные и слабые электролиты

По способности к диссоциации электролиты разделяются насильные и слабые. К сильным электролитам принадлежат сильные кислоты, сильные основания и большая часть солей.

Большинство сильных электролитов кристаллизуются в кристаллах с ионной решеткой, и сильными электролитами часто называют только такие вещества.

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

Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым. Для электролита В2А диссоциация представляется уравнением: B2A « 2B+ + A2-.

Как во всяком обратимом процессе, здесь устанавливается равновесие. Количественно его можно характеризовать константой равновесия (константой диссоциации Кд), определяемой для разбавленных растворов того же электролита В2А соотношением:

,                                                                                                           (7.1)

где СВ+, СА2-, См – концентрации соответствующих ионов и диссоциированных молекул электролита. Соотношение (7.1) применимо к слабым электролитам в разбавленных растворах; в более концентрированных растворах или в присутствии других электролитов в значительной концентрации необходимо пользоваться вместо концентрации активностями. В этом случае соотношение (7.1) приобретает вид:

,                                                                                                         (7.2)

где а2В+, аА2- и аМ – активность ионов и недиссоциированных молекул электролита. Напомним, что активностью (точнее термодинамической активностью) данного компонента называется такая величина, которая связана с другими термодинамическими величинами так же, как в идеальных растворах с ними связана концентрация этого компонента.

Коэффициент активности g равен отношению активности к концентрации.

Константу диссоциации, определяемую через активности по уравнению (7.2), называют термодинамической константой диссоциации. Практически, однако, при отсутствии данных об активности часто приходится и для сравнительно концентрированных растворов пользоваться соотношением (7.1).

Рассчитанную таким образом КД называют иногда условной константой диссоциации, поскольку она может несколько изменяться с концентрацией.

Изменение свободной энергии Гиббса в реакциях диссоциации при их выражении через активности выглядит следующим образом:

.                                                  (7.3)

Оно зависит от состава раствора (концентрации данного электролита и других растворенных веществ раствора). Для стандартных условий
(a'В+ = а'А2- = a'M =1) тогда

.                                                                                     (7.4)

Для характеристики состояния слабого электролита в растворе наряду с константой диссоциации пользуются также и величиной степени диссоциации a, которая определяется отношением:

.                                                (7.5.)

Она зависит от следующих факторов:

Ÿ  от природы растворителя и растворенного вещества;

Ÿ  от температуры (с ростом Т растет и a );

Ÿ  от концентрации раствора (с ростом С a уменьшается);

Ÿ  от наличия одноименных ионов.

в практике для характеристики силы электролита часто используются величины следующих параметров: