7.3.2. Слабые электролиты. Константа диссоциации. В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и, следовательно, к нему может быть применен закон действующих масс. Так, для процесса диссоциации кислоты

НА ↔ Н⁺ + А^–

константа равновесия К_Сравна

[Н⁺] [А^–]

К_С= К_Д=

[НА]

Константа равновесия для процесса диссоциации называется константой диссоциации К_Д. Например, константа диссоциации уксусной кислоты СН₃СООН равна

[Н⁺] [СН₃СОО ^–]

К_Д=

[СН₃СООН]

Для процесса диссоциации слабого основания

ROH ↔ R⁺ + OH

константа равновесия, называемая константой диссоциации основания, равна

[R⁺] [ОН ^–]

К_Д=

[ROH]

Например, константа диссоциации гидроксида аммония

МН₄ОН ↔ NH₄⁺ + ОН^–

равна

[NH₄⁺ ] [ОН ^–]

К_Д=

[NH₄OH]

Константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, а также от температурь и не зависит от концентрации раствора. С повышением температуры константа диссоциации обычно уменьшается, что в соответствии с принципом Ле Шателье свидетельствует об экзотермическим характере реакции.

Константа диссоциации указывает на прочность молекул в данном растворе. Чем меньше константа диссоциации в данном растворителе, тем слабее диссоциирует электролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы.

Степень диссоциации изменяется с концентрацией раствора. Рассмотрим зависимость степени диссоциации от концентрации слабого электролита на примере уксусной кислоты:

СН₃СООН ↔ СН₃СОО^– + Н⁺

Принимая исходную концентрацию кислоты равной с, а степень диссоциации - а, получаем, что концентрация части кислоты, которая диссоциирована, будет равна ас. Так как при диссоциации одной молекулы кислоты образуется по одному иону Н⁺ и СН₃СОО^–, то их концентрации будут равны ас.

Предыдущая Следующая