32. Электролитическая диссоциация сильных и слабых электролитов в водных растворах. Вычисление концентраций ионов. Степень и константа диссоциации.

27. Электролитическая диссоциация сильных и слабых электролитов в водных растворах. Вычисление концентраций ионов.
Для сильных электролитов в водном растворе по определению α = 1: диссоциация таких электролитов протекает необратимо (до конца), и степень превращения растворенного вещества в ионы полная. 
Для слабых электролитов степень диссоциации (отношение молярной концентрации продиссоциировавшего вещества cд к общей концентрации вещества cB в растворе): α = cд / cB всегда меньше единицы, но больше нуля (0 < α < 1).

2.Электролитическая диссоциация сильных и слабых электролитов в водных растворах. Вычисление концентраций ионов.
Электролитическая диссоциация – это полный или частичный распад растворенного вещества на ионы. По признаку электрической проводимости все растворы можно разделить на две большие группы: растворы электролитов (проводят электрический ток) и растворы неэлектролитов (ток не проводят). Например, чистая вода, а также водные растворы сахара, глюкозы, спирта и ряда других веществ ток практически не проводят (в растворах отсутствуют ионы), поэтому эти вещества – неэлектролиты.
 
Напротив, раствор хлороводорода (соляная кислота) – это не просто электролит, а сильный электролит: более 99% молекул HCl в растворе распадаются на ионы H+ и Cl–. Поэтому обратную стрелку в уравнении диссоциации HCl изображают короткой или вообще не пишут. Такие же свойства у растворов HBr (бромоводородная кислота) и HI (иодоводородная кислота).
 
Однако вполне похожее соединение – фтороводород HF – не проявляет свойств сильного электролита и в растворе ток проводит плохо. Здесь, наоборот, в уравнении диссоциации нужна более длинная обратная стрелка: 

Мы видим, что наряду с процессом диссоциации на ионы, в растворах происходит и обратный процесс – ассоциация ионов в нейтральные молекулы. Таким образом, электролитическая диссоциация – это обратимая химическая реакция или динамическое равновесие, к которому применимы те же закономерности, что и к любому другому химическому равновесию. Например, для описания процесса диссоциации можно использовать константу равновесия Кр, которая в данном случае будет называться константой диссоциации Кд:
  
Маленький индекс (в) означает «водный» – т.е. молекулы и ионы находятся в водном растворе. Часто его не пишут, полагая, что и так все понятно.
 
Итак, константа диссоциации Кд – это частный случай константы равновесия. Значения Кд для сильных электролитов часто бывают настолько велики, что их не удается измерить непосредственно. Эти значения получают косвенно, из термодинамических данных, и в разных справочниках они могут отличаться, хотя и остаются очень большими. Для нас здесь важно то обстоятельство, что ионов H+ и Cl– в растворе очень много (их концентрация – в числителе дроби), а недиссоциированных молекул [HCl] чрезвычайно мало.
 
Напротив, Кд фтороводорода намного меньше единицы. Следовательно, в растворе много недиссоциированных молекул HF и мало ионов H+ и F–.

Оба раствора (HCl и HF) являются растворами электролитов, но HCl – сильный электролит, а HF – слабый. На примере этих двух веществ мы видим, что хорошую (или плохую) диссоциацию в растворе, как и хорошую (или плохую) растворимость трудно предсказать только по формуле вещества.
Водоро́дный показа́тель— мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр: