Свойства растворов слабых электролитов
Степень диссоциации, α
| • отношение числа молекул растворенного вещества (N), продиссоциировавших на ионы, к общему числу молекул (N0) этого вещества:
N
α = ——
N0
|
Константа диссоциации, K
| • константа равновесия процесса диссоциации;
для процесса диссоциации:
AmBn↔mAn+ + nBm−,
[An+]m ∙ [Bm-]n
K =
[AmBn]
|
Закон разбавления Оствальда
(связь степени и константы диссоциации)
| • Cм α 2
K = ———,
1 – α
или учитывая, что для слабых электролитов α<<1, получаем выражения более простого вида: K≈ Cм α 2
и
где α – степень диссоциации,
K – константа диссоциации
Cм – молярная концентрация раствора
|
Диссоциация многоосновных кислот
| • в наибольшей степени протекает по первой ступени, при переходе к каждой последующей ступени степень диссоциации и константа диссоциации сильно уменьшаются:
H3PO4 ó H+ + H2PO4‾ K1 = 7,5∙10-3
H3PO4 ó H+ + HPO42‾ K2 =6,3∙10-8
H3PO4 ó H+ + PO43‾ K3 =1,3∙10-12
|
Изотони-ческий коэффициент, i
| • показывает, во сколько раз наблюдаемые на опыте осмотическое давление (P'осм.), повышение температуры кипения (Δt'кип.), понижение температуры кристаллизации (Δt'кр) данного электролита больше значений тех же величин, вычисленных без учета диссоциации:
P'осм. Δt'кип. Δt'кр
i = —— = —— = ——
Pосм. Δtкип. Δtкр.
|
Связь α и i
| • i -1
α = ——,
n-1
где n – число ионов, на которые распадается одна молекула электролита.
Например, для KCl n=2, а для CuCl2 и K2S n=3
|