Теория растворов слабых электролитов.

Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым:

Kt_nAn_m⇄ nKt^m++mAn^n-

и характеризуется константой равновесия, которая в данном случае называется константой диссоциации:

(2)

Величина зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора.

Слабые одноосновные кислоты типа HAдиссоциируют по общему уравнению:

HA⇄ H⁺+A^-.

Константа диссоциации равна:

Здесь индекс a (acidum) указывает на кислотный тип диссоциации.

Например, для слабой кислоты HNO₂ можно записать:

HNO₂⇄ H⁺+ NO₂^-,

Аналогичным образом записывают константы диссоциации оснований:

NH₃× H₂O ⇄ NH₄⁺+ OH^-.

Индекс b (basicum) обозначает основный тип диссоциации.

Диссоциация многоосновных кислот (многокислотныхосно-ваний) происходит в несколько ступеней, каждая из которых характеризуется своей константой.

Например, для фосфорной кислоты имеем:

H3PO4⇄ H+ + H2PO4-,
H2PO4–⇄ H+ + HPO42-,
HPO42–⇄ H+ + PO43-,

Видно, что . Данное неравенство соблюдается для всех без исключения случаев ступенчатой диссоциации. Последовательное снижение величин констант диссоциации легко объяснимо: с увеличением отрицательного заряда иона отщепление каждого последующего протона становится все более энергоемким.

Суммарная константа диссоциации определяется соотношением:

Несложно видеть, что суммарная константа диссоциации равна произведению констант диссоциации отдельных ступеней:

На практике вместо величин и часто используют значения и , которые рассчитываются следующим образом:

На основании значений и можно сделать заключение о сравнительной силе кислоты или основания:

чем больше значение ( ), тем сильнее кислота (основание);

чем меньше значение ( ), тем сильнее кислота (основание).

Величины констант диссоциации для некоторых слабых электролитов представлены в таблице 1.

Таблица 1. Константы диссоциации некоторых слабых электро-литов при 298 К.

Соединение
CH3COOH	1, 8× 10-5	-	4, 74	-
HCN	4, 9× 10-10	-	9, 30	-
H2S	8, 9× 10-8	1, 3× 10-13	7, 05	12, 9
NH3× H2O	1, 8× 10-5	-	4, 74	-
Pb(OH)2	9, 6× 10-4	3, 0× 10-8	3, 0	7, 5

Таким образом, при постоянной температуре сравнительную силу слабых электролитов определяют две величины: степень диссо-циацииa и константа диссоциации . Эти величины являются взаимосвязанными.

Действительно, для бинарного электролита, диссоциирующего по уравнению:

KtAn⇄ Kt⁺+An^-

можно записать:

Представив

где С₀(KtAn) – общая концентрация электролита, получим:

(3)

Данное соотношение выражает закон разведения Оствальда.

Для слабых электролитов a< < 1, поэтому можно записать:

или:

.

(4)

Таким образом, закон Оствальда можно сформулировать следующим образом:

Степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.