Добавил:
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Методички по химии / часть 2 / часть 2 (окончательный).doc
Скачиваний:
806
Добавлен:
09.12.2013
Размер:
2.04 Mб
Скачать

1. Теория растворов слабых электролитов.

Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым:

KtnAnm ⇄ nKtm+  mAnn

и характеризуется константой равновесия, которая в данном случае называется константой диссоциации:

(2)

Величина зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, ноне зависит от концентрации раствора.

Слабые одноосновные кислоты типа HA диссоциируют по общему уравнению:

HA ⇄ H+  A.

Константа диссоциации равна:

Здесь индекс a (acidum) указывает на кислотный тип диссоциации.

Например, для слабой кислоты HNO2 можно записать:

HNO2 ⇄ H+  NO2,

Аналогичным образом записывают константы диссоциации оснований:

NH3H2O ⇄ NH4+  OH.

Индекс b (basicum) обозначает основный тип диссоциации.

Диссоциация многоосновных кислот (многокислотных осно-ваний) происходит в несколько ступеней, каждая из которых характе-ризуется своей константой.

Например, для фосфорной кислоты имеем:

H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4,

H2PO4 ⇄ H+ + HPO42,

HPO42– ⇄ H+ + PO43,

Видно, что . Данное неравенство соблюдается для всех без исключения случаев ступенчатой диссоциации. Последовательное снижение величин констант диссоциации легко объяснимо: с увеличением отрицательного заряда иона отщепление каждого последующего протона становится все более энергоемким.

Суммарная константа диссоциации определяется соотношением:

Несложно видеть, что суммарная константа диссоциации равна произведению констант диссоциации отдельных ступеней:

На практике вместо величин ичасто используют значенияи, которые рассчитываются следующим образом:

На основании значений иможно сделать заключение о сравнительной силе кислоты или основания:

чем больше значение (), тем сильнее кислота (основание);

чем меньше значение (), тем сильнее кислота (основание).

Величины констант диссоциации для некоторых слабых электролитов представлены в таблице 1.

Таблица 1. Константы диссоциации некоторых слабых электро-литов при 298 К.

Соединение

CH3COOH

1,8105

4,74

HCN

4,91010

9,30

H2S

8,9108

1,31013

7,05

12,9

NH3H2O

1,8105

4,74

Pb(OH)2

9,6104

3,0108

3,0

7,5

Таким образом, при постоянной температуре сравнительную силу слабых электролитов определяют две величины: степень диссо-циации  и константа диссоциации . Эти величины являются взаимосвязанными.

Действительно, для бинарного электролита, диссоциирующего по уравнению:

KtAn ⇄ Kt+  An

можно записать:

Представив

где С0(KtAn) – общая концентрация электролита, получим:

(3)

Данное соотношение выражает закон разведения Оствальда.

Для слабых электролитов  << 1, поэтому можно записать:

или:

.

(4)

Таким образом, закон Оствальда можно сформулировать следующим образом:

Степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.

Соседние файлы в папке часть 2