Равновесия в растворах слабых электролитов. Понятие о константе диссоциации

При растворении слабого бинарного (т.е. диссоциирующего на два ио­на) электролита КА в растворе установится равновесие:

КА ↔ К⁺ + А^-.

Применяя к данному равновесию закон действующих масс, можно выразить константу равновесия для данного процесса:

 

           (15).

 

Константа равновесия реакции диссоциации электролита в растворе называется константой диссоциации (Кд) этого электролита.

Кд характеризует способность электролита  распадаться на ионы (диссоциировать): чем выше значение Кд, тем легче электролит диссоциирует.

Чем меньше Кд, тем больше равновесие реакции смещено влево и тем более слабым является электролит.

 Равновесие в реакции диссоциации наблюдается всегда. Однако реально константу этого равновесия рассчитывают в том случае, когда электролит является слабым (степень его диссоциации мала). Константа диссоциации для сильного электролита смысла не имеет!!!

Величина константы диссоциации зависит от природы электролита и природы растворителя, а также от температуры; но ее значение не зависит от концентрации вещества в растворе.

 

ТО ЕСТЬ, в отличие от степени диссоциации константа диссоциации не зависит от концентрации.

 

Например, при диссоциации азотистой кислоты

            HNO₂ ↔ H ⁺ + NO ₂ ^- ,

Константа диссоциации имеет вид:

       .

Здесь в числители дроби стоят равновесные концентрации ионов – продуктов диссоциации, а в знаменателе – равновесная концентрация недиссоциированных молекул.

Диссоциация электролитов сложного состава (многоосновные кислоты, многокислотные основания и др.) протекает ступенчато. Каждая стадия характеризуется своей константой диссоциации. Например, для Н₃РО₄:

I ступень: Н₃РО₄ Û Н⁺ + H₂PО₄^-

II ступень: H₂PО₄^- Û Н⁺ + НРО₄^2-

III ступень: НРО₄^{2 -}Û Н⁺ + РО₄^3-

; ;

Общая константа диссоциации суммарного процесса равна произведению ступенчатых констант

                           H₃PO₄Û3Н⁺ + PO₄^3-:

      .

Аналогичные соотношения характеризуют и ступенчатую диссоциацию оснований многовалентных металлов. Например, уравнение ступенчатой диссоциации гидроксида алюминия (III):

I ступень: Al(ОH)₃ Û Al(OH)₂⁺ + OH^-

II ступень: Al(OH)₂⁺ Û Al(OH)²⁺ + OH^-

   III ступень:    Al(OH)²⁺ Û Al³⁺ + OH^-

 

; ;   .

Общая константа диссоциации суммарного процесса равна произведению ступенчатых констант

         Al(ОH)₃ Û Al³⁺ + 3OH^-:

 

  

При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. То есть:

                     Кд (1) > Кд(2) > Кд (3).

Для слабых электролитов справедлив закон разбавления (закон Оствальда):

              (16),

где С - концентрация растворенных молекул КА, моль/л; a - степень диссоциации электролита.

Если a мала по сравнению с единицей, то пользуются упрощенным выражением закона разбавления Оствальда, принимая (1-а)«1.

 

Þ                   (17).

Смысл: с увеличением разбавления (уменьшением концентра­ции) степень диссоциации слабого электролита увеличивается. В бесконечно разбавленных растворах степень диссоциации слабого электролита становится равной 1.

 

⇐ Предыдущая1234567Следующая ⇒

Поделиться: