Страница 3

Так как процесс диссоциации является эндотермическим, то степень диссоциации слабого электролита в водных растворах будет увеличиваться с повышением температуры.

Константой электролитической диссоциации «К» называется постоянная химического равновесия в растворе электролита:

Где [К ⁺ ], [A ^- ] и [KA] - концентрации в растворе ионов и (в г-ион/л) и недиссоциированного соединения КА (в моль/л).

Чем больше «К», тем электролит лучше распадается на ионы. Для данного электролита значение «К» постоянно при определенной температуре и в отличие от «a» не зависит от концентрации.

Связь между константой «К» и степенью диссоциации a может быть найдена следующим образом. Концентрация ионов К ⁺ и А ^- в растворе равна:

[К⁺] = [А-] = aС

Где С – исходная молярная концентрация; a – степень электролитической диссоциации электролита. Концентрация недиссоциировавших молекул КА в растворе равна

[КА]=(1- a)С

Видно, что с уменьшением концентрации электролита в растворе степень электролитической диссоциации возрастает.

Диссоциация слабого электролита, молекула которого может диссоциировать не на два, а на большее количество ионов (электролиты с разновалентными ионами), протекает по стадиям (ступенчатая диссоциация). Например, при диссоциации слабой угольной кислоты Н₂СО₃ в водном растворе имеют место следующие равновесия:

I стадия: Н₂СО₃ <=> Н⁺ + НСО₃^-

II стадия: НСО₃^- <=> Н⁺ + СО₃^2-

Как видно из этих данных, процесс диссоциации слабого электролита с разновалентными ионами определяется главным образом первой ступенью.

Для примера приведем диссоциации некоторых слабых кислот и оснований:

СН₃СООН <=> H⁺ + CH₃COO^- (25 °C) а=1,76·10-5

NH₄OH <=> NH₄⁺ + OH^- (25 °C) а=1,79·10-5

HNO₂ <=> H⁺ + NO^2- (18 °C) а=4·10-4