3-15

Глава 3. Электролитическая диссоциация

§ 12. Растворы электролитов и неэлектролитов
§ 13. Состояние гидратированных ионов в растворе
§ 14. Сильные электролиты
§ 15. Слабые электролиты
§ 16. Константа диссоциации слабого электролита
§ 17. Закон разбавления Оствальда

Как решать задачи?

Упражнения к главе 3

§ 15. Слабые электролиты

При растворении слабых электролитов диссоциации подвергается только часть молекул растворенного вещества. В результате в растворе устанавливается равновесие:

(M^+δ − A^−δ )(р) M⁺(р) + A⁻(р)

Упрощенная запись уравнения диссоциации такова:

(M^+δ − A^−δ ) M⁺ + A⁻

При этом чаще всего [M⁺] = [A⁻] << с₀ _(МА) и [MA] ≅ с₀ _(МА), однако при очень малых с₀ _(МА) слабые электролиты, как будет показано ниже, также могут диссоциировать практически нацело. Степень диссоциации α в случае слабого электролита МА всегда меньше 1:

Примером слабого электролита может служить хлорид ртути(II) HgCl₂ (тривиальное название - сулема, очень сильный яд). Хлорид ртути(II) в водном растворе обратимо диссоциирует:

HgCl₂ HgCl⁺ + Cl⁻

Факторы, от которых зависит сила электролита - это:

прочность связи (M^+δ − A^−δ ) или (M⁺) (A⁻) (с ростом прочности связи степень диссоциации уменьшается);

прочность образующихся сольватов продуктов диссоциации (с увеличением их прочности степень диссоциации растет);

относительное количество растворенного вещества B₂ и растворителя Ж₁ (концентрация раствора). При понижении концентрации степень диссоциации растет;

температура (диссоциация - это эндотермический процесс, поэтому при повышении температуры степень диссоциации увеличивается);

природа растворителя (его диэлектрическая проницаемость). В разных растворителях сила электролита может существенно различаться: например, тиоцианат калия KNCS и нитрат серебра(I) AgNO₃ в воде − сильные электролиты, а в этаноле или ацетонитриле CH₃CN те же вещества ведут себя как слабые электролиты.

Содержание

Заглавная страница