4. Ступенчатый характер диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда (формулировка и математическое выражение).

Диссоциация слабых электролитов – процесс обратимый. В их растворах имеет место химическое равновесие

CН₃СООН СН₃СОО^- + Н⁺

NH₄OH NH₄⁺ + OH^-

Используя закон действующих масс, равновесие можно выразить величиной константы диссоциации (ионизации).

 

Эти величины очень малы, поэтому вместо констант принято использовать показатели этих величин pK_a = - lgK_a ; pK_в = - lgK_в

Чем меньше рК, тем больше это вещество распадается на ионы.

Многоосновные кислоты и многокислотные основания ионизируют ступенчато. Каждая ступень ионизации характеризуется своим значением константы ионизации, причем первая ступень протекает в большей степени, чем последующие.

Способность к ступенчатой ионизации определяет способность кислот и оснований к образованию кислых и основных солей.

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато. Например

Н₃РО₄ = Н⁺ + Н₂РО₄‾

Н₂РО₄‾ = Н⁺ + НРО₄‾²

НРО₄‾² = H⁺ + РО₄ ^‾3

Н₃РО₄ = 3Н⁺ + РО₄^-3

Диссоциация характеризуется константами для каждой стадии

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Здесь K — константа диссоциации электролита, c — концентрация, λ и λ₁ — значения эквивалентной электропроводности при концентрации c и при бесконечном разбавлении соответственно. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

где α — степень диссоциации.

Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 году и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.

5. Константа диссоциации слабых кислот и оснований (константа кислотности Ка, константа основности Кb) как константа равновесия процесса диссоциации. Показатель константы диссоциации (рКа и рКb).

Кд – константа диссоциации – это отношение произведения концентрации диссоциированных ионов к концентрации недиссоциированных молекул электролита.

Например, КА K++AК

Кд показывает во сколько раз скорость диссоциации больше скорости ассоциации. Чем больше Кд, тем сильнее электролит. Кд зависит от природы электролита и растворителя, температуры и не зависит от концентрации раствора.

Константа кислотной диссоциации (константа кислотности) Ка равна:

Ка=[Н+]∙ [А-]/[НА]

В растворе слабых оснований В кислотно-основное равновесие имеет вид

В+ Н2О ВН++ОН

где В-основание, а ВН+ - сопряженная В кислота. Константа кислотно-основного равновесия в этом случае в соответствии с законом действующих масс равна:

Кb=[BН+]∙ [ОН-]/[В]

Константу Кb называют константой диссоциации основания В или константой основности.

Величины Ка и Кb для сопряженной кислотно-основной пары связаны также простым соотношением.

Ка Кb=10-14 или рКа+рКb=14, рКb=14-рКа

Таким образом, сила кислот и оснований может быть выражена в общей шкале рКа, подобно тому, как реакция среды характеризуется водородным показателем рН.