26. Константа диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда

Суть диссоциации слабых электролитов в том, что они диссоциируют на ионы не полностью, обратимо.

Диссоциация слабых электролитов:

.

Диссоциация слабых электролитов имеет две количественные характеристики:

1) λ - степень диссоциации. Степень диссоциации не является константой, она зависит от двух факторов:

• от температуры (прямая зависимость);

• от концентрации раствора (обратная зависимость).

2) Константа диссоциации - это, по сути, константа равновесия обратимой реакции.

К_р=К_Д=[A⁺]_р*[B⁺]_р/[AB]_р.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы, как, например, когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается K_d и обратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.

Константа диссоциации изменяется с температурой, причём зависимость прямая. От концентрации растворов константа диссоциации не зависит.

Взаимосвязь между степенью и константой диссоциации установил немецкий химик Оствальд.

.

Закон разбавления показывает, что степень диссоциации данного слабого электролита зависит от его концентрации и константы диссоциации.

Для слабых электролитов степень диссоциации много меньше единицы и поэтому в знаменателе формулы закона Оствальда ею пренебрегают.

- ^{закон разбавления Оствальда}

Многие слабые электролиты диссоциируют ступенчато. Каждая ступень имеет свою константу диссоциации

По первой ступени диссоциация заметна при нормальных условиях (при комнатной температуре).

Диссоциация по второй ступени заметна при повышенной температуре, особенно при температуре кипения.

27. Основания, кислоты и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Основываясь на теории электролитической диссоциации можно дать определения важнейшим классам неорганических соединений

Кислота – соединение, образующее пи диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода Н⁺.

Свойства кислот

а) взаимодействие с основаниями с образованием солей;

б) взаимодействие с некоторыми металлами с выделением водорода;

в) изменение цвета индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лакмуса;

г) кислый вкус.

Любая кислота при диссоциации дает выделение водорода. Поэтому все свойства, объясняются присутствием гидратированных ионов водорода. Именно они дают красную окраску лакмусовой бумажки.

H₂SO₃ ⇆ 2H⁺ + SO₃^2-, CH₃COOH ⇆ H⁺ = CH₃COO^-.

Основания – соединения, образующие при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН^-.

Свойства оснований.

а) взаимодействие с кислотами с образованием солей;

б) изменение цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лакмуса);

в) «мыльный» вкус.

КOH ⇆ К⁺+ OH^- , Сa(OH)₂ ⇆ Сa²⁺+ 2OH^-, NH₃·H₂O ⇆ NH₄⁺+ OH^-.

Соли – соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательные ионы кислотных остатков.

При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного остатка, в том числе ионы.

Например:

В соответствии с этим делят:

• Средние соли (Na2CO3);

• Кислые соли (NaHCO3);

• Основные соли (Ca(OH)Cl).