Теория слабых электролитов

Диссоциация любой частицы, являющейся слабым электролитом является обратимым процессом. Как и для любого другого обратимого процесса можно ввести понятие о константе равновесия, которая в данном случае получила название “константа диссоциации” (К_d). Например, угольная кислота является слабым электролитом и диссоциирует в две ступени (по второй ступени диссоциируют уже не молекулы Н₂СО₃, а гидрокарбонат-анионы НСО):

1 cтупень: Н₂СО₃ Н⁺ + НСО

К =

II ступень: HCO H⁺ + CO

K = K_d =

Общее уравнение: H₂CO₃ 2H⁺ + CO

K _(общ) =

Нетрудно доказать, что

К _(общ) = КK или К_(общ) = КKKK, где n - количество ступеней диссоциации слабого электролита.

Используя принцип Ле-Шателье можно полагать, что К  К  K и т.д. И действительно, для всех слабых электролитов найдено, что константы диссоциации по (n - 1) - ой ступени на несколько порядков больше, чем таковая для n - ой ступени. Например, для угольной кислоты К= 4,5  10^-7, K = 4,7  10^-11.

Величина константы диссоциации зависит только от природы элктролита и растворителя, а также от температуры. Значения К для различных веществ при определенной температуре (как правило, 25 С) приведены в специальных справочных таблицах.

Константа диссоциации не зависит от концентрации электролита в растворе, а степень диссоциации () слабого электролита имеет явную зависимость от этого параметра: чем больше концентрация, тем меньше (). Функционально эта зависимость описывается законом разбавления Оствальда:

= K ,

где с - общая концентрация частиц электролита в растворе (моль/ дм³);

K - константа диссоциации при данной температуре;

 - cтепень диссоциации.

В данном выражении независимой переменной является концентрация (С), а искомой величиной -  . Для решения этого уравнения его нужно преобразовать и решать относительно  как обычное квадратное уравнение:

= 0.

Положительным корнем этого уравнения является:

 = .

При решении многих задач предполагается, что   1 (  0):

= .

Поэтому во многих случаях можно использовать упрощенную формулу:

.

Она дает достаточно верный результат для значений   0,1 . Если же получается   0,1 , то переходят к расчету по квадратному уравнению.

Ионные уравнения реакций

В качестве примера рассмотрим взаимодействие соляной кислоты и гидроксида натрия в водном растворе:

HCl + NaOH = NaCl + H₂O.

Это уравнение написано в молекулярном виде. Молекулярное уравнение данного процесса не отражает реальных явлений, имеющих место при протекании такого взаимодействия, так как в приведенном примере все вещества, кроме воды, являются сильными электролитами и в растворе присутствуют не в виде молекул, а только в виде ионов:

HCl = H⁺ + Cl^-,

NaOH = Na⁺ + OH^-,

NaCl = Na⁺ + Cl^-.

Поэтому уравнение нейтрализации логичнее написать в ионном виде. При переходе от молекулярного к ионному (точнее: полному ионному) уравнению на ионы разбиваются только формулы сильных электролитов, хорошо растворимых в воде:

H⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- = Na⁺ + Cl^- + H₂O.

Полученное выражение можно сократить и получить сокращенное ионное уравнение:

H⁺ + OH^- = H₂O.

Сокращенное ионное уравнение показывает, что данное взаимодействие сводится к реакции между ионами водорода и гидроксид-анионами с образованием молекул слабого электролита (воды).

Аналогичным образом следует рассматривать и другие процессы, протекающие в растворах с участием электролитов.

Пример 1. CO₂ + 2 NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

CO₂ + 2Na⁺ + 2OH^- = 2Na⁺ + CO + 2H₂O

CO₂ + 2OH^- = CO + 2H₂O

Пример 2. 2AgNO₃ + Na₂S = Ag₂S + 2NaNO₃

2Ag⁺ + 2NO + 2Na⁺ + S^-2 = Ag₂S + 2Na⁺ + 2NO