Закон разбавления Оствальда - Растворы

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и устанавливается равновесие, которое можно охарактеризовать константой равновесия КД:

КА К+ + А-

ККА = К+-,

Где +, - - концентрации в растворе ионов К+, А - (в моль/л);

- концентрации в растворе непродиссоциировавших молекул КА.

Для данного электролита значение Кд является величиной постоянной при определенной температуре и не зависит от концентрации.

Установим связь между КД, и СМ для бинарного электролита (т. е. распадающегося на два иона).

Концентрация ионов К+ И А - в растворе вещества равна:

+ - = -СМ,

Концентрация непродиссоциировавших молекул КА в растворе равна:

-СМ,

Откуда К = 2 СМ 2/(1 - ) СМ или

К = 2 СМ /(1 - )

Последнее уравнение математически выражает Закон разбавления Оствальда. В том случае, если, тогда (1 - ) , следовательно

СМ.

Как видно из последнего уравнения, с уменьшением концентрации электролита в растворе степень электролитической диссоциации возрастает (Одна из формулировок закона Оствальда).

Диссоциация слабых многоосновных кислот и многокислотных оснований протекает ступенчато, каждая стадия диссоциации характеризуется ступенчатой константой диссоциации:

H2CO3 H+ + HCO3-

K1 = +C3-2C3 = 4,45 -10-7 (25O C).

HCO3- H+ + CO32-

K2 = +C32-C3- = 4,70 -10-11 (25O C).

Как видно из этих данных, процесс диссоциации слабого электролита протекает, в основном, по первой стадии.

Похожие статьи




Закон разбавления Оствальда - Растворы

Предыдущая | Следующая