Підготовка до ЗНО з хімії

Для кількісної характеристики електролітичної дисоціації використовують поняття ступінь дисоціації – відношення кількості молекул, що розпались на іони (n) до вихідної кількості молекул (N):

де a (альфа) – безрозмірна величина, виражається у частках від одиниці або у %.

Якщо електроліт дисоціює повністю, то a = 1 або 100%. Для неелектролітів a = 0 або 0%.

Ступінь дисоціації ацетатної кислоти СН₃СООН у 0,01 М водному розчині при 18 ⁰С становить 4,3×10^-2 або 4,3%. Це означає, що із 1000 розчинених молекул СН₃СООН лише 43 розпадаються на іони за схемою:

СН₃СООН ↔ СН₃СОО^– + Н⁺

утворюючи при цьому 43 катіони Н⁺ та 43 аніони СН₃СОО^–, а решта 957 молекул СН₃СООН перебувають у недисоційованому стані.

Ступінь дисоціації залежить від природи розчиненої речовини, розчинника, температури розчину та його концентрації і наявності у розчині інших електролітів.

Розглянемо докладніше вплив цих факторів.

Природа розчиненої речовини суттєво впливає на ступінь дисоціації. Так, ступінь дисоціації 0,1 М водного розчину HClO (0,055%) набагато менший ніж ступінь дисоціації 0,1 М водного розчину СН₃СООН (4,3%) за тих же умов.

Природа розчинника. У полярних розчинниках (вода, ацетатна кислота) електролітична дисоціація відбувається в різній мірі. Так. у водних розчинах ступінь дисоціації тих же речовин вищий, ніж у оцтовокислих. Інший приклад – у водному розчині ацетатна кислота дисоціює, а у бензені С₆Н₆ – перебуває у недисоційованому стані.

Зі зростанням температури ступінь дисоціації, як правило, зростає за рахунок послаблення іонних зв’язків у молекулах електролітів.

При зменшенні концентрації електроліту, тобто при розведенні розчину, ступінь дисоціації зростає, оскільки зростають відстані між іонами в розчині і зменшується ймовірність об’єднання їх в молекули.

Наявність у розчині інших електролітів. Згідно з принципом Ле-Шательє при зростанні концентрації однойменних іонів у розчині електроліту ступінь дисоціації зменшується. Так, при додаванні до водного розчину ацетатної кислоти СН₃СООН ацетату натрію СН₃СООNa, рівновага зміщується у бік недисоційованих молекул кислоти:

СН₃СООН ↔ СН₃СОО^– + Н⁺

СН₃СООNa → СН₃СОО^– + Na⁺.

Аналогічний ефект буде при підкисленні розчину, що веде до зростання концентрації катіонів Н⁺.

Якщо ж до вихідного розчину кислоти додати лугу (NaOH), то ступінь дисоціації зросте, оскільки з реакційного середовища виводяться іони Н⁺:

СН₃СООН + ОН^– ↔ СН₃СОО^– + Н₂О.

За величиною ступеня дисоціації електроліти поділяють на сильні, слабкі та середньої сили.

Електроліти, ступінь дисоціації яких у відносно концентрованих розчинах становить понад 30% називають сильними. Вони практично повністю дисоціюють на іони у розчинах будь-якої концентрації. До них відносять більшість солей, мінеральних кислот, лугів.

Електроліти, ступінь дисоціації яких у відносно розведених розчинах становить менше 3% називають слабкими. До них відносять більшість органічних і деякі мінеральні (HClO, H₂S, H₂CO₃) кислоти, нерозчинні основи (Al(OH)₃, Zn(OH)₂, NH₄OH). Вода теж є слабким електролітом.

Електроліти, ступінь дисоціації яких більший ніж 3% та менший ніж 30% – середньої сили. Вони практично повністю дисоціюють на іони у розчинах будь-якої концентрації. Це – деякі неорганічні кислоти (H₂SO₃, H₃PO₄, HNO₂) та основи (Mg(OH)₂).

Визначити силу мінеральної оксигеновмісної кислоти можна за формулою Е(ОН)_nО_m, де Е – центральний атом. Якщо m < 2, кислота слабка, m ³ 2 – сильна (табл. 12.1). Це пояснюється тим, що атоми Оксигену відтягують на себе спільні електронні пари і електронна густина від ОН-груп зміщується до атома кислотоутворючого елемента, зв’язок Н–О в ОН-групі стає полярнішим:

Чим поляризованіший зв’язок, тим він слабший і тому кислота сильніша.

Таблиця 12.1

Сила кислот складу Е(ОН)_nО_m

Формула	Е(ОН)nОm	m	Сила кислоти
HNO2 HNO3 H2SO3 H2SO4 HClO HClO4	N(OH)O N(OH)O2 S(OH)2O S(OH)2O2 Cl(OH) Cl(OH)O3	1 2 1 2 0 3	слабка сильна слабка сильна дуже слабка дуже сильна