• Гідрологія і Гідрометрія
• Господарське право
• Економіка будівництва
• Економіка природокористування
• Економічна теорія
• Земельне право
• Історія України
• Кримінально виконавче право
• Медична радіологія
• Методи аналізу
• Міжнародне приватне право
• Міжнародний маркетинг
• Основи екології
• Предмет Політологія
• Соціальне страхування
• Технічні засоби організації дорожнього руху
• Товарознавство продовольчих товарів

Константа електролітичної дисоціації

Оскільки електролітична дисоціація слабких електролітів є оборотнім процесом, то вона підлягає закону діючих мас. Отже, для процесу дисоціації слабких електролітів можна записати константу рівноваги. Як приклад розглянемо дисоціацію слабкого електроліту КА:

КА ↔К⁺ + А^-.

Позначимо концентрацію йонів як [К⁺] і [А^-], а концентрацію недисоційованих молекул через [КА]. Тоді константу рівноваги запишемо так:

Константа рівноваги слабкого електроліту К називається константою дисоціації. Вона, як і ступінь дисоціації, є кількісною мірою здатності речовини дисоціювати у розчині. Чим менше значення цієї константи, тим слабкішим є електроліт, і навпаки, чим більша константа дисоціації, тим краще дисоціює розчинена речовина. Константа дисоціації не залежить від концентрації розчину, а залежить від температури. Вона має розмірність концентрації (моль/л).

Слабкі електроліти, що складаються більш ніж з двох іонів, дисоціюють ступінчасто. Кожен ступінь дисоціації характеризується певною величиною константи дисоціації. Ці константи дисоціації називаються ступінчастими і позначаються К₁, К₂,… К_п. Прикладом багатойонного електроліту є ортофосфорна кислота Н₃РО₄. Відповідно до послідовного відщеплення йонів водню можна записати три рівняння рівноваги, які характеризуються відповідними ступінчастими константами дисоціації. При цьому практично завжди К₁>К₂>… Кп, оскільки енергія відщеплення першого йона від нейтральної молекули завжди менша:

H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄^-,

H₂PO₄^- ↔ H⁺ + HPO₄^2-,

HPO₄^2- ↔ H⁺ + PO₄^3-,

Сумарна константа дисоціації дорівнює добутку ступінчастих констант дисоціації:

К_заг = К₁•К₂•К₃.

Ступінчасто дисоціюють також багатокислотні основи і амфотерні гідроксиди.

Між константою і ступенем електролітичної дисоціації є зв’язок, відомий під назвою закону розведення Оствальда.

Якщо електроліт є дуже слабким, тобто α→0, то

З даного рівняння можна зробити важливий висновок:із зменшенням концентрації електроліту ступінь дисоціації його збільшується.

Властивості розчинів сильних електролітів

Розчини сильних електролітів не підлягають закону розбавляння, що свідчить про необоротність процесу дисоціації сильних електролітів. Справді, у розчинах речовини, кристали яких побудовані з йонів, дисоціюють повністю, і їхній істинний ступінь дисоціації дорівнює одиниці. Твердження, що сильні електроліти повністю дисоціюють на йони, є основним положенням теорії розчинів сильних електролітів, для яких α має дорівнювати одиниці. Проте для концентрованих розчинів сильних електролітів α < 1.

Відхилення ос сильних електролітів від одиниці в бік менших значень пояснюється тим, що теорія електролітичної дисоціації Арреніуса не враховувала електростатичної міжйонної взаємодії у розчині, а все пояснювала дією сил Ван дер Ваальса. Якщо у розчинах слабких електролітів електростатичні сили між іонами можна не враховувати, оскільки α < 1, то у розчинах сильних електролітів (навіть розбавлених), де є лише йони, електростатична взаємодія досить значна.

Для кількісної оцінки властивостей розчинів сильних електролітів необхідно враховувати електростатичну взаємодію між йонами і можливість утворення асоціатів. Оскільки ефективна концентрація йонів не відповідає їхній реальній концентрації, тобто менша останньої (внаслідок утворення асоціатів), то для характеристики властивостей і стану іонів у розчині користуються величиною, яка називається активністю. Її позначають буквою а.

Активність йона (або речовини) є функцією концентрації. Вона має розмірність концентрації і пропорційна їй:

а = f•С

Читайте також:

1. Взаємодія йонів солі, що утворюються в результаті електролітичної дисоціації з молекулами води, називається гідролізом солі.
2. Константа кондуктометричної чарунки
3. Константа хімічної рівноваги
4. Константа хімічної рівноваги. Рівняння ізотерми хімічної реакції
5. Константа швидкості реакції в гомогенній системі та гетерогенній.
6. Ступінь електролітичної дисоціації
7. Ступінь електролітичної дисоціації. Здатність електроліту ди­соціювати на іони кількісно оцінюють за допомогою ступеня дисо­ціації б.
8. Теорія електролітичної дисоціації.
9. У. Транспорт дихальних газів кров’ю. Крива дисоціації оксигемоглобіну.

Переглядів: 4548