Билет 21. Электролитическая диссоциация

Билет 21. Электролитическая диссоциация

Определив ионы для растворов сильных электролитов, полностью диссоциирующих на ионы, мы можем применить общие законы химического равновесия к молекулярно-ионным системам с частичной или произвольной степенью диссоциации α, определяющей долю диссоциированных молекул. Под каждым компонентом реакции диссоциации (4.4) приведены их равновесные моляльные концентрации при исходной концентрации электролита m₀.

Моляльная константа равновесия для разбавленных водных растворов численно близка к концентрационной K_c.Стехиометрическое произведение концентраций для неидеальных систем должно быть выражено через льюисовские активности компонентов. ТЗДМ для реакции диссоциации называют уравнением диссоциации (ионизации) электролита:

. (4.8)

Подставляя равновесные концентрации, выраженные через степень диссоциации α, получим

. (4.8')

Для 1,1-валентных электролитов (ν₊ = ν₋= 1, ν = 2)

(4.8'')

Взаимосвязь степени диссоциации α с константой диссоциации K_m называют законом разведения Оствальда. Точные расчеты должны учитывать включенный в константу диссоциации коэффициент активности.

Решение квадратного уравнения (4.8'') определяет степень диссоциации

при m₀→ 0 и K_m → ∞ (4.9)

Простейший анализ решения показывает:

1. Чем больше константа диссоциации, тем больше степень диссоциации.

2. Даже для слабых электролитов (с малой K_m < 1) можно повысить степень их диссоциации путем разбавления (m₀→ 0).

Добавлением одного их ионов, образующихся при диссоциации в соответствии с первичным уравнением (4.8), можно подавить диссоциацию (одноименный ион). Для очень слабых электролитов, диссоциирующих с образованием того же иона как у растворителя, полной диссоциации электролита не происходит. Такие системы следует анализировать с позиции молекулярных моделей растворов.