Взаимосвязь между кд и . Закон разбавления Оствальда

Исходя из определения степени диссоциации  количество распавшихся молекул равно количеству появившихся ионов. Запишем уравнение диссоциации уксусной кислоты, тогда

CH₃COOH H⁺ + CH₃COO^

С(1 - ) С С

С – исходная концентрация;

 – степень диссоциации;

С(1 – ) – концентрация не продиссоциированных молекул;

С – концентрация каждого из ионов.

Подставим равновесные концентрации в выражение для константы диссоциации

С  С С²

К_Д =  = 

С(1 – ) 1 – 

С² закон разбавления

К_Д =  Оствальда

1 – 

Для растворов, где  << 1 , это выражение упрощается, т.к. (1 – )  1 .

К_Д  С² и

Это уравнение показывает взаимосвязь между  и К_Д для слабого электролита: видно, что степень диссоциации возрастает при уменьшении концентрации раствора, т.е. при его разбавлении.

2. Слабые электролиты диссоциируют ступенчато:

[HCO₃^ ] [ H⁺ ]

I ступень : H₂CO₃ H⁺ + HCO₃ К_Д1 = 

(на 90%) [ HCO₃^ ]

[ H⁺ ] [CO₃^2 ]

II ступень: HCO₃^ H⁺ + CO₃^2 К_Д2 = 

[ HCO₃^ ]

Cu(OH)₂ CuOH⁺ + OH ^

CuOH ⁺ Cu ⁺² + OH ^

К₁ > К₂ > К₃ > . . . – общее соотношение, независимо от природы электролита, т.к. для отрыва одного иона от нейтральной молекулы затрачивается минимальная энергия.

Диссоциация воды. Водородный показатель

Вода слабый электролит, но тем не менее диссоциирует на ионы

Н₂О Н⁺ + ОН ^ (гидроксид-ион)

[ H ⁺ ] [ОН ^ ]

К_Д = 

[ Н₂О]

Это уравнение можно представить в ином виде:

К_Д [ Н₂О] = [ H ⁺ ] [ОН ^ ]

Поскольку _Н2О очень мала, то можно считать, что число нераспавшихся молекул воды равно общей концентрации воды, а молярная концентрация воды в воде постоянна и составляет 55,55 моль/л.

К_Д [ Н₂О] = К_W (ионное произведение воды) .

К_W = [ H ⁺ ] [ОН ^ ]

При 25⁰С , К_W = 10 ^14 ; К_W = 10 ^7  10 ^7 ;

Следовательно в воде

[ H ⁺ ] = [ОН ^ ] = 10 ^7 моль/л .

Концентрацию ионов H ⁺ и ОН ^ можно варьировать при добавлении либо кислот, либо оснований.

Н₂О + HCl  [ H ⁺ ] и [ОН ^ ]

Н₂О + КОН   [ОН ^ ] и [ H ⁺ ]

т.е. [ H ⁺ ] и [ОН ^ ] - взаимосвязаны .

Для определения кислотности раствора используют водородный показатель:

рН = – lg [ H ⁺ ]

Водородный показатель – десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком.

1) среда нейтральная, рН = – lg 10 ^7 = 7 [ H ⁺ ] = 10 ^7 моль/л .

2) среда кислая, рН < 7 , 1< pH < 14 , [ H ⁺ ] > 10 ^7 моль/л .

3) среда щелочная, рН > 7 , 7< pH < 14 , [ H ⁺ ] < 10 ^7 моль/л .

Определение рН растворов необходимо в медицине, агрохимии (кислотность почвы), технике (определение коррозионной активности среды).Для этого используют приборы рН-метры. Приблизительно оценить кислотных растворов можно с помощью кислотно-основных индикаторов: веществ, цвет которых меняется в зависимости от концентрации Н⁺.