В воде сила взаимо- действия между ионами понижается в 80 раз, и собственные колебания частиц в узлах кристал- лической решетки ведут к ее разрушению.

Вода является лучшей средой для диссоциа- ции электроли- тов

6.2.1 Теория слабых электролитов

К слабым электролитам относятся ковалентные соединения, подверга- ющиеся в воде обратимой (частичной) диссоциации.

К ним относятся:

а) почти все органические и многие неорганические кислоты: H2S, H2SO3, HNO2, HCN, и др;

б)труднорастворимыи основа- ния, а также NH4OH

в) некоторые соли HgCl2, Fe(CNS)3;

г) вода.

В растворах слабых электро- литов устанавливается рав- новесие между молекулами веществ и их ионами:

KatAn↔Kat++An-

α < 1

Данные равновесия описываются при по- мощи констант, на- зываемых констан-

тами диссоциации

(Кдис).

KAn

Их частными случаями являются:

•константы кислотности Ка,

•константы основности Кb,

•константы нестойкости Кн, характеризующие диссоциа- цию комплексных соединений

Слабые электролиты подчиняются

закону разбавления Оствальда: при

разбавление раствора водой степень электролитической диссоциации электролита увеличивается :

2

Кдис = -------- См 1 – α

Если α << 1, то

α ≈ √ Кдис/См