Факторы, влияющие на константу диссоциации

1. Константа диссоциации зависит от природы растворенного вещества;

2. Константа диссоциации зависит от природы растворителя;

3. Константа диссоциации зависит от температуры;

4. Константа диссоциации не зависит от концентрации;

5. Константа диссоциации не зависит от наличия одноименного иона.

Величина К_дис характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем меньше К_дис электролита, тем слабее электролит. Значения К_дис различных электролитов приводятся в справочниках при Т=298К.  

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

    H₃PO₄ <=> H⁺ + H₂PO₄^-             K₁= 7.11×10^-3

    H₂PO₄^- <=> H⁺ + HPO₄^2-            K₂ = 6.34×10^-8

    HPO₄^2- <=> H⁺ + PO₄^3-      K₃ = 4.4×10^-13

Очевидно, что константы диссоциации по различным степеням сильно отличаются друг от друга K₁>>K₂>>K₃. Отсюда существование кислых и основных солей.

Сильные электролиты. Теория Дебая - Хюккеля

    Сильные электролиты в водных растворах диссоциированны практически полностью. Понятие степени диссоциации к ним практически не применимо. Они не подчиняются закону действующих масс. Для них константа диссоциации зависит от концентрации. Этот факт объясняет теория сильных электролитов Дебая и Хюккеля (1923 г.). Согласно этой теории:

1. Сильные электролитыв водных растворах нацело диссоциируют на ионы.

2. Концентрация ионов в растворе большая.

3. Между противоположно заряженными ионами действуют силы электростатического притяжения. Каждый ион окружается «ионной атмосферой», состоящей из ионов противоположного заряда. Это уменьшает подвижность ионов и они в реакциях проявляют себя так, будто их концентрация меньше концентрации, определяемой аналитически.  Для учета этого явления был введен термин активность (а).

Активностью иона или молекулы называется их концентрация, соответственно которой они действуют в химических реакциях. Активность иона а равна его концентрации с, умноженной на коэффициент активности f:

а = f · с

 Для сильных электролитов в выражение для константы равновесия вместо концентрации используют активность. Коэффициенты активности различных ионов различны, они измеряются экспериментально. Коэффициенты активности изменяются при изменении условий, например, при изменении концентрации раствора.

Если  f<1, то есть взаимодействие между ионами, приводящее к их взаимному связыванию.

Если f»1, то взаимодействие между ионами носит слабый характер, а = С.

В разбавленных растворах природа ионов мало влияет на значения коэффициентов активности. Приближенно считают, что коэффициент активности данного иона зависит только от его заряда и от ионной силы раствора I, которая является полусуммой произведений концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда (Z):

I=0,5·

    Разбавленные растворы с одинаковой ионной силой имеют одинаковые   коэффициенты  активности данного иона. Для очень разбавленных растворов (0.01-0.05н) справедлива формула Дебая и Хюккеля:

ℓg f = -0.5 Z²√I