"Химия. Профильный уровень (в 2 частях)", Кузнецова Н.Е., Литвинова Т.Н., Лёвкин А.Н.
Электролиты проводят ток благодаря ионам, но в растворе их частицы ведут себя по-разному: одни вещества почти полностью распадаются на ионы, другие — лишь частично. Для сравнения используют степень диссоциации α, а способность слабого электролита образовывать ионы описывает константа Kд. Эти величины помогают понять состав раствора, влияние разбавления и силу кислот и оснований, а также рассчитывать концентрации частиц.
Текст подготовлен нейронной сетью по теме параграфа и не заменяет учебник — важные факты и формулировки сверяйте с ним.
Сильный электролит — вещество, которое в водном растворе практически полностью распадается на ионы. К таким веществам относят растворимые соли, сильные кислоты, например HCl, и сильные основания, например NaOH. Это понятие помогает предсказать, какие частицы преобладают в растворе и насколько хорошо он проводит ток.
Слабый электролит диссоциирует только частично, поэтому одновременно присутствуют ионы и недиссоциированные молекулы. Между ними устанавливается обратимое равновесие: часть молекул распадается, а часть ионов снова соединяется. Так ведут себя, например, уксусная кислота и аммиачная вода.
Степень электролитической диссоциации — отношение числа частиц, распавшихся на ионы, к их исходному числу; её обозначают α. Записывают α = nдисс/nисх, где n — количество частиц, а выражают результат долей или процентом. По α можно количественно сравнить, какая доля вещества перешла в ионную форму.
Константа электролитической диссоциации — равновесная константа процесса диссоциации слабого электролита, обозначаемая Kд. Она показывает, насколько равновесие благоприятствует образованию ионов при заданных условиях. Чем больше Kд у сравниваемых слабых электролитов, тем заметнее их склонность образовывать ионы.
Различие между сильными и слабыми электролитами связано с тем, насколько легко частицы вещества переходят в ионную форму в воде. При растворении вода взаимодействует с частицами вещества и стабилизирует образовавшиеся ионы. Если такое взаимодействие достаточно эффективно, почти все растворившиеся частицы существуют как ионы; если нет, значительная их доля остаётся молекулами.
Для слабого электролита процесс обратим. Например, для одноосновной кислоты HA уравнение имеет вид HA ⇌ H⁺ + A⁻, а константа равновесия записывается так: Kд = [H⁺][A⁻]/[HA]. В квадратных скобках указаны равновесные концентрации, то есть концентрации частиц после установления равновесия. Если Kд велико, в равновесной смеси относительно больше ионов; если мало — больше молекул HA.
Степень диссоциации зависит от природы электролита, потому что разные вещества неодинаково легко образуют ионы. Важен и растворитель: его молекулы могут по-разному взаимодействовать с ионами и помогать им существовать раздельно. Температура влияет на равновесие, а концентрация — на долю частиц, диссоциировавших в данном растворе. Поэтому α не является неизменным свойством вещества при любых условиях.
При разбавлении слабого электролита увеличивается доля его частиц, находящихся в виде ионов. Это следует из смещения равновесия: добавление воды уменьшает концентрации растворённых частиц, и система частично компенсирует изменение, образуя дополнительные ионы. Для слабой кислоты HA равновесие HA ⇌ H⁺ + A⁻ поэтому смещается вправо. Степень диссоциации растёт, хотя концентрация раствора в целом становится меньше.
Сильный электролит в школьных расчётах считают практически полностью диссоциированным, поэтому его растворе преобладают ионы, а обратный процесс обычно не учитывают. У слабого электролита заметны и молекулы, и ионы, а диссоциация и обратное соединение частиц образуют подвижное равновесие. Ионы обеспечивают электрический ток, поэтому при сопоставимых концентрациях раствор сильного электролита обычно проводит ток лучше. Однако сила электролита — это полнота диссоциации, а концентрация — количество вещества в единице объёма: концентрированный слабый электролит не становится сильным.
| Признак | Сильные электролиты | Слабые электролиты |
|---|---|---|
| Степень диссоциации | Диссоциируют практически полностью; α близка к 1 | Диссоциируют частично; α значительно меньше 1 |
| Состояние частиц в растворе | Преимущественно ионы | Ионы и недиссоциированные молекулы |
| Обратимость процесса | В школьном приближении диссоциацию считают практически необратимой | Устанавливается подвижное равновесие между молекулами и ионами |
| Примеры | Растворимые соли, сильные кислоты и щёлочи | Слабые кислоты, слабые основания и вода |
| Влияние разбавления | Изменение степени диссоциации выражено слабее | При разбавлении степень диссоциации возрастает |
| Связь с электропроводностью | Растворы хорошо проводят электрический ток при сопоставимых концентрациях | Проводимость определяется меньшим числом ионов и степенью диссоциации |
Сначала сравните степень диссоциации и состав раствора, а затем — характер процесса: практически необратимый он в школьной модели или равновесный. При оценке проводимости учитывайте не только тип электролита, но и концентрацию раствора. Таблица также показывает, почему разбавление особенно заметно влияет на долю ионов у слабых электролитов.
Задача 1. Распределите HCl, NaCl, CH₃COOH и NH₃·H₂O на сильные и слабые электролиты и запишите уравнения их диссоциации. Чтобы выбрать стрелку, нужно определить, происходит ли распад почти полностью или сохраняется равновесие. HCl и NaCl относят к сильным, а уксусную кислоту и аммиачную воду — к слабым.
Ответ: сильные электролиты — HCl и NaCl, слабые — CH₃COOH и NH₃·H₂O. Для сильных веществ использована стрелка распада, для слабых — знак равновесия, поскольку обратный процесс существенен.
Задача 2. В растворе содержится 0,20 моль электролита, из которых на ионы распалось 0,05 моль. Требуется найти степень диссоциации и выразить её в процентах. Сравниваем количество распавшихся частиц с исходным количеством: это и есть доля диссоциировавших частиц.
Ответ: α = 0,25, или 25%. Значит, на ионы распалась четверть исходного количества электролита, а остальные частицы в рамках этой задачи не диссоциировали.
Задача 3. Для одноосновной слабой кислоты концентрация равна 0,10 моль/л, степень диссоциации — 1%. Найдём Kд. Для кислоты HA равновесные концентрации H⁺ и A⁻ равны cα, а концентрация недиссоциированных молекул — c(1 − α).
Ответ: Kд ≈ 1,0 · 10⁻⁵. При подстановке процент обязательно переводят в долю, иначе результат расчёта будет неверным.
Растворимый электролит не обязательно сильный: растворимость показывает, сколько вещества перешло в раствор, но не какая доля распалась на ионы. Ошибка возникает, когда растворение и диссоциацию принимают за один процесс. Проверка: отдельно спросите себя, сколько вещества растворилось и насколько полно его частицы стали ионами.
Степень диссоциации нельзя путать с концентрацией раствора. α — доля распавшихся частиц, а концентрация показывает количество вещества в единице объёма; высокая концентрация не означает высокую α. Чтобы проверить себя, посмотрите на единицы: α безразмерна, концентрацию обычно выражают в моль/л.
Для слабого электролита не следует ставить стрелку, означающую только необратимый распад. Частичная диссоциация сопровождается обратным соединением ионов, поэтому устанавливается равновесие. Проверка простая: если в растворе остаются молекулы слабого электролита и возможен обратный процесс, используйте знак ⇌.
Подстановка процентного значения α непосредственно в формулу Kд даёт ошибку: 1% — это 0,01, а не 1. Такое случается, когда забывают, что в формуле используют долю единицы. Перед вычислениями проверьте, лежит ли подставленное α между 0 и 1, и только потом выполняйте расчёт.
Для понимания диссоциации нужны знания о строении атомов и ионов, видах химической связи, растворах и уравнениях электролитической диссоциации. Эти представления объясняют, откуда в растворе берутся ионы и как записывать их образование. Далее понятия α и Kд применяются при изучении ионных равновесий, pH, кислотно-основных реакций и буферных растворов. Они также помогают рассчитывать состав растворов и сравнивать слабые кислоты и основания.
Почему концентрированный раствор слабого электролита не становится сильным электролитом?
Сила электролита определяется тем, насколько полно его частицы диссоциируют, а не общей концентрацией раствора. При повышении концентрации слабый электролит не меняет свою природу и не превращается в сильный.
Может ли степень диссоциации быть больше единицы?
Нет. α — доля исходных частиц, которые распались на ионы, поэтому она находится от 0 до 1 включительно. В процентах это от 0 до 100%.
Почему при разбавлении слабого электролита число ионов увеличивается?
При разбавлении равновесие слабого электролита смещается в сторону образования ионов, поэтому доля диссоциировавших частиц растёт. Число ионов в каждом литре при этом не обязательно увеличивается: раствор становится менее концентрированным.
Чем константа диссоциации отличается от степени диссоциации?
Степень диссоциации α показывает, какая доля частиц распалась в конкретном растворе. Константа Kд характеризует равновесие слабого электролита и при заданных температуре и растворителе не зависит от исходной концентрации.
Как определить, какой электролит сильнее, если известны значения Kд?
Для сравнения слабых электролитов одного типа в одинаковых условиях смотрят на Kд: чем она больше, тем сильнее равновесие смещено к ионам. Значения нужно сопоставлять при одинаковой температуре и учитывать состав электролитов.
§ 26. Сильные и слабые электролиты. Степень и константа диссоциации
