Степень и константа диссоциации

Электролитическая диссоциация представляет собой процесс распада молекул или ионных соединений на ионы при растворении в воде или другом полярном растворителе. Степень диссоциации и константа диссоциации являются основными количественными характеристиками этого процесса.

Степень диссоциации

Степень диссоциации (α) определяется как отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул вещества в растворе:

$$ \alpha = \frac{N_{\text{дис}}}{N_{\text{общ}}} $$

где N_дис — число диссоциировавших молекул, N_общ — общее число молекул вещества.

Степень диссоциации изменяется от 0 до 1 (или от 0% до 100%). Для сильных электролитов α приближается к 1, для слабых — α ≪ 1.

Степень диссоциации зависит от:

• Концентрации раствора: при разбавлении слабого электролита α увеличивается;
• Температуры: повышение температуры обычно усиливает диссоциацию слабых электролитов;
• Природы вещества: кислотная, щелочная или солевая природа ионов влияет на степень распада.

Для электролитов типа AB, диссоциирующих на два иона (A⁺ + B⁻), соотношение между степенью диссоциации и концентрацией c выражается через ионное равновесие:

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

где K_d — константа диссоциации. Это соотношение справедливо для слабых электролитов при условии, что α ≪ 1.

Константа диссоциации

Константа диссоциации (K_d) характеризует равновесие между молекулами вещества и ионами в растворе. Для одноосновной слабой кислоты HA, диссоциирующей по реакции:

HA ⇌ H⁺ + A⁻

константа диссоциации определяется выражением:

$$ K_a = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]} $$

где [H⁺], [A⁻] и [HA] — равновесные концентрации соответствующих частиц.

Для слабой основы B константа диссоциации определяется аналогично:

$$ K_b = \frac{[BH^+][OH^-]}{[B]} $$

Константа диссоциации не зависит от исходной концентрации при разбавлении, что позволяет использовать её как характеристику силы электролита.

Связь между степенью и константой диссоциации

Для слабого электролита, при котором α ≪ 1, справедлива зависимость:

K_d = cα²

где c — начальная концентрация вещества, α — степень диссоциации.

Из этого следует:

• При увеличении разбавления раствора (c → 0) степень диссоциации α увеличивается, что согласуется с законом Оствальда о разбавлении слабых электролитов;
• Константа диссоциации остаётся постоянной для данной температуры, что позволяет сравнивать силу различных слабых кислот и оснований.

Особенности сильных и слабых электролитов

• Сильные электролиты: α ≈ 1, K_d ≫ 1. Практически полная диссоциация, зависимость α от концентрации и температуры выражена слабо.
• Слабые электролиты: α ≪ 1, K_d ≪ 1. Диссоциация неполная, сильно зависит от разбавления, позволяет применять приближения для расчёта pH.

Экспериментальное определение

Степень диссоциации и константа диссоциации определяются:

• Кондуктометрически: измерением электропроводности раствора;
• Титриметрически: по объёму реагента, необходимого для нейтрализации;
• Спектрофотометрически: по поглощению света, если ионы и молекулы имеют различный спектр;
• pH-метрически: для кислот и оснований слабой диссоциации.

Практическое значение

Знание степени и константы диссоциации позволяет:

• Прогнозировать кислотно-щелочные свойства растворов;
• Рассчитывать pH слабых кислот и оснований;
• Оценивать растворимость ионов в воде;
• Понимать механизмы буферных систем.

В химии константа и степень диссоциации являются фундаментальными величинами, связывающими макроскопические свойства растворов с микроскопической структурой ионов и молекул.