Главная > Химия > Основы аналитической химии, Т1
<< Предыдущий параграф
Следующий параграф >>
<< Предыдущий параграф Следующий параграф >>
Макеты страниц

§ 13. Равновесие в водных растворах слабых электролитов

Константа электролитической диссоциации. Частным случаем константы равновесия реакции служит константа электролитической диссоциации, являющаяся характерной величиной для данного электролита, растворенного в определенном растворителе.

Например, константа электролитической диссоциации: а) для одноосновной кислоты

б) для двухосновной кислоты

Первая константа электролитической диссоциации для двухосновной кислоты больше второй константы. Это показывает, что двухосновная кислота электролитически диссоциирует по первой ступени сильнее, чем по второй. Применительно к угольной кислоте можно сказать, что является более сильной кислотой, чем .

Величина константы электролитической диссоциации данного электролита сильно зависит от природы растворителя, в котором он растворен. Например, добавление к водному раствору уксусной кислоты другого растворителя (например, диоксана), имеющего меньшую величину диэлектрической проницаемости ( диоксана — 2,2), чем вода ( воды — 80,4), вызывает уменьшение константы диссоциации уксусной кислоты. В водно-диоксановой смеси, содержащей 82% диоксана, уменьшается до , т. е. примерно в 1000000 раз по сравнению с ее величиной для водного раствора .

Константы диссоциации характеризуют силу кислот и оснований. Чем больше величина константы диссоциации, тем больше диссоциация рассматриваемого электролита. Из сравнения величин К можно заключить, например, что азотистая кислота сильнее уксусной и т. д.

Зная константу электролитической диссоциации, легко вычислить концентрацию ионов кислоты и основания, степень электролитической диссоциации электролита, степень гидролиза солей, изменения концентраций в процессе нейтрализации слабых кислот и слабых оснований и т. п.

Расчеты, основанные на применении констант равновесий ионных реакций, дают возможность оценить состояние равновесной системы. С помощью теории ионных равновесий могут быть решены многие вопросы, связанные с выяснением возможности течения данной реакции и йреимущественного направления исследуемого процесса (Н. П. Комарь, 1955).

Степень электролитической диссоциации. Число, показывающее, какая часть от общего количества вещества, находящегося в растворе, распадается на ионы, называется степенью электролитической диссоциации:

Степень электролитической диссоциации а является числом безразмерным, для сильных электролитов равным единице, а для слабых — меньше единицы. Когда , то . Это значит, что электролит диссоциирован полностью (на ). Для того чтобы выразить степень электролитической диссоциации электролита в процентах, необходимо значение а умножить на 100.

Вычисление степени электролитической диссоциации. Рассмотрим равновесие какого-либо слабого электролита .

Электролит диссоциирует на ионы :

На основании закона действия масс можно написать:

Так как диссоциирует только часть (а) молекул взятого электролита, то концентрация диссоциированной части электролита равна:

где — общая концентрация электролита , т. е. концентрация недиссоцииро-ванных и диссоциированных молекул; а — правильная дробь.

В случае бинарного электролита типа каждая молекула образует по одному катиону и одному аниону , поэтому концентрация недиссоциированной части электролита может быть представлена так:

Подставив эти значения в уравнение (23), получим:

Уравнение (24) представляет собой выражение закона разбавления, который устанавливает зависимость между степенью диссоциации слабого электролита и его концентрацией.

Из этого закона следует, что степень электролитической диссоциаг слабых электролитов возрастает по мере разбавления раствора.

Если константа электролитической диссоциации известна, то, решая уравнение (24), можно вычислить а в растворе данного электролита:

Уравнение (24) сильно упрощается для не сильно разбавленных слабых электролитов, для которых степень электролитической диссоциации очень мала. Чем слабее электролит, тем меньше величина отличается от единицы. Для такого случая на основании уравнения (24) можно наяисать

или

где , т. е. представляет собой величину, обратную концентрации, называемую разбавлением.

Если m молей данного электролита растворено в V литрах раствора, то можно написать:

Из выведенного уравнения следует:

1) чем больше разбавлен раствор, тем больше степень электролитической диссоциации растворенного электролита;

2) степень электролитической диссоциации двух сравниваемых электролитов при одинаковой концентрации раствора больше у того электролита, который характеризуется большей константой диссоциации.

Выведенные формулы пригодны только для бинарных электролитов.

<< Предыдущий параграф Следующий параграф >>
Оглавление