4. Слабые электролиты. Закон разбавления Оствальда
Четвертое положение ТЭД
Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым.
Электролитическая диссоциация электролитов средней силы и слабых записывается с указанием ее обратимости: используются две противоположно направленные стрелки ⇄:
.
.
Константа
равновесия процесса диссоциации
называется константой диссоциации
Константа диссоциации не зависит от концентрации электролита; степень же диссоциации зависит как от концентрации электролита, так и от константы диссоциации.
Пусть
– молярная концентрация уксусной
кислоты,
- степень ее диссоциации.
Так
как по определению,
- это доля продиссоции-ровавших молекул,
а одна молекула 
распадается с образованием одного иона
и
одного иона 
,
=
;
=
;
=
−
.
Подставим эти величины в выражение для константы диссоциации и получим:
−
Закон
разбавления Оствальда
Если
электролит очень слабый, и 
⇒
Из этой формулы следует, что с уменьшением концентрации электро-лита, то есть с его разбавлением, степень электролитической диссоциации уменьшается.
5. Сильные электролиты. Активность электролитов
Сильные электролиты в растворе полностью распадаются на ионы. Уравнение процесса электролитической диссоциации сильного электролита записывается с указанием его практической необратимости: приводится лишь одна стрелка , направленная от молекулярной формы электролита к его ионам, например:
HNO3
→
H+
+ N
.
Так как количество ионов в растворах сильных электролитов велико, а расстояние между ними малы, наблюдается сильное электростатическое взаимодействие между ионами противоположного знака.
Вследствие этого растворы сильных электролитов ведут себя так, как будто число частиц в растворе меньше их реального количества, а все свойства раствора электролита, зависящие от концентрации ионов, проявляются так, как если бы число ионов в растворе было бы меньше, чем это соответствует полной концентрации электролита. Поэтому во все законы, описывающие сильные электролиты, входит не концентрация вещества, а его активность.
Под активностью иона понимают ту эффективную, условную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях. Активность иона а равна его концентрации с, умноженной на коэффициент активности f:
a = f∙ c.
В разбавленных растворах взаимодействие между ионами мало и f = 1, следовательно, a = c, (то есть активность совпадает с концентрацией).
В концентрированных растворах взаимодействие между ионами значительно, f меньше единицы и a меньше с.
5. Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации
Рассмотрим в свете ТЭД свойства веществ, которые в водном растворе проявляют свойства электролитов.
5.1. Кислоты
Для кислот характерны следующие общие свойства:
а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;
б) способность изменять цвета индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лакмуса;
в) кислый вкус.
При диссоциации любой кислоты образуются ионы водорода. Поэтому все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны объяснить присутствием гидратированных ионов водорода. Это они вызывают красный цвет лакмуса, сообщают кислотам кислый вкус и т.д. С устранением ионов водорода, например, при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.
Одноосновные кислоты диссоциируют в одну ступень:
HNO3
H+
+ N
.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
;
;
При составлении уравнений диссоциации следует помнить, что суммы зарядов в левой и правой частях уравнения должны быть одинаковыми.