Сильные и слабые электролиты

Электролиты – это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток за счёт наличия подвижных ионов. Поведение электролитов в растворах зависит от степени их диссоциации, то есть от способности распадаться на ионы. На этой основе выделяют две группы: сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты

Сильные электролиты практически полностью диссоциируют в растворе на ионы. Для них степень диссоциации α близка к единице и практически не зависит от концентрации раствора.

Примеры: сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄ в первом протоне), сильные основания (гидроксиды щелочных металлов и щёлочноземельных элементов, кроме Be и Mg), большинство растворимых солей.

Особенности сильных электролитов:

  • высокая электропроводность растворов;
  • практически полное отсутствие молекулярной формы вещества в растворе;
  • термодинамические и коллигативные свойства растворов определяются исключительно ионной формой вещества;
  • концентрация ионов почти равна общей аналитической концентрации электролита.

Для описания поведения сильных электролитов в концентрированных растворах учитывают межионные взаимодействия. Здесь используется теория Дебая–Хюккеля, которая объясняет отклонения от идеальности, вводя понятие коэффициента активности ионов.

Слабые электролиты

Слабые электролиты диссоциируют в растворе лишь частично. Их степень диссоциации α значительно меньше единицы и сильно зависит от концентрации: при разбавлении α увеличивается.

Примеры: слабые кислоты (HF, H₂CO₃, CH₃COOH, H₂S), слабые основания (NH₄OH, амины), некоторые соли (CH₃COONH₄).

Характерные признаки слабых электролитов:

  • сравнительно низкая электропроводность растворов;
  • сосуществование в растворе недиссоциированных молекул и ионов;
  • зависимость степени диссоциации от разбавления;
  • химические равновесия в растворах определяются балансом между молекулярной и ионной формой вещества.

Для слабых электролитов диссоциация описывается законом действующих масс, что позволяет ввести константу диссоциации (Kᵈ).

Константа диссоциации

Для слабого электролита вида AB ⇌ A⁺ + B⁻ константа диссоциации выражается как:

$$ K_d = \frac{[A^+][B^-]}{[AB]} $$

Здесь [A⁺] и [B⁻] – равновесные концентрации ионов, [AB] – равновесная концентрация недиссоциированных молекул.

Зная Kᵈ и общую концентрацию вещества C, можно рассчитать степень диссоциации α:

$$ \alpha = \sqrt{\frac{K_d}{C}} $$

Эта зависимость известна как закон разбавления Оствальда, который справедлив только для слабых электролитов и разбавленных растворов.

Сравнительная характеристика

  • У сильных электролитов степень диссоциации практически не зависит от концентрации, у слабых – уменьшается при увеличении концентрации.
  • Электропроводность растворов сильных электролитов растёт почти пропорционально концентрации, а у слабых зависит от степени диссоциации и выражает сложную зависимость.
  • В растворах сильных электролитов практически отсутствует равновесие между ионами и молекулами, тогда как в растворах слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие.

Практическое значение

Разделение электролитов на сильные и слабые имеет фундаментальное значение для химии растворов. Это знание необходимо для:

  • расчёта pH растворов кислот и оснований;
  • анализа буферных систем, основанных на слабых электролитах и их солях;
  • понимания механизмов химических реакций в растворе;
  • объяснения биохимических процессов, где слабые электролиты обеспечивают поддержание кислотно-основного равновесия.
Оглавление