Главная | Обратная связь

Электролиты, которые в разбавленном водном растворе диссоциируют частично, называют слабыми. Диссоциация слабых электролитов - обратимый процесс

например:

	a (при 25° С)
HCN « H+ + CN-	7·10-5 (или 0,007%)
	0,013 (или 1,3%)

Степень электролитической диссоциации зависит от:

• природы электролита и растворителя;
• концентрации раствора;
• температуры

и возрастает при увеличении разбавления раствора:

C(CH3COOH) , моль/л	0,2	0,1	0,05	0,01	0,005	0,001
a , % (при 25° С)	0,05	1,4	1,9	4,2	6,0	12,4
	слабый электролит	электролит средней силы

Степень диссоциации возрастает при увеличении температуры раствора. Увеличение кинетической энергии растворенных частиц способствует распаду молекул на ионы, что приводит к возрастанию степени диссоциации при нагревании растворов.

Если в растворе слабой кислоты или слабого основания увеличить концентрацию одноименного иона введением соответствующей соли, то наблюдается резкое изменение степени диссоциации слабого электролита. Рассмотрим, например, как изменится a уксусной кислоты (CH3COOH) при введении в раствор ацетата натрия (введение одноименных ионов CH3COO-).

Согласно принципу Ле Шателье равновесие процесса диссоциации

сместится влево в результате увеличения концентрации ацетат-ионов CH₃COO^-, образующихся при диссоциации ацетата натрия:

CH₃COONa ® CH₃COO^- + Na⁺.

Такое смещение равновесия в сторону образования CH₃COOH означает уменьшение степени ее диссоциации и приводит к уменьшению концентрации ионов водорода, например:

C(CH3COOH), моль/л	0,01	0,01
C(CH3COONa), моль/л		0,01
[H+], моль/л	4,32·0-4	1,86·10-5

Таким образом, в результате введения в 1 л 0,01 М раствора CH₃COOH 0,01 моль CH₃COONa концентрация ионов водорода уменьшилась в

.

С точки зрения теории электролитической диссоциации амфотерные гидроксиды (амфолиты) - это вещества, диссоциирующие в водном растворе как по типу кислот, так и по типу оснований. К ним относят Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃, и др. Например, уравнения электролитической диссоциации Be(OH)₂:

1) диссоциация по типу основания:

Be(OH)₂ + 3H₂O « OH^- + [BeOH(H₂O)₃]

[BeOH(H₂O)₃] + H₂O « OH^- + [Be(H₂O)₄]

2) диссоциация по типу кислоты:

Be(OH)₂ + 2H₂O « H⁺ + [Be(OH)₃H₂O]

[Be(OH)₂H₂O] « H⁺ + [Be(OH)₃]

7.6.1.3. Закон разведения Оствальда

Между константой и степенью диссоциации существует определенная закономерность, которую в 1888 г. обнаружил В.Оствальд и сумел ее объяснить. Эта закономерность впоследствии была названа законом разведения Оствальда.

Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.

K_д связана с a простой зависимостью. Если общую молярную концентрацию электролита в растворе обозначить С_КА , то для бинарных электролитов концентрации ионов K^y+ и A^x- будут равны a·C_KA . Очевидно, что

[K^y+] = [A^x-] = a·C_KA ,

[KA] = C_KA - a·C_KA = C_KA·(1-a ), тогда

 

(7.6.6.)

Для слабых электролитов a ® 0 и (1 - a ) ® 1. Следовательно,

(7.6.7.)

Полученная зависимость является математическим выражением закона разбавления Оствальда:

степень диссоциации слабого электролита увеличивается при разбавлении раствора обратно пропорционально корню квадратному из его молярной концентрации.