Слабые электролиты. Константа диссоциации

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и к нему может быть применен закон действия масс. Так, для процесса диссоциации слабой уксусной кислоты CH₃COOH ↔ [CH₃COO^-] + [H⁺] константа равновесия имеет вид:

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации (К_д). Константа диссоциации указывает на прочность молекулы в данном растворе. Чем меньше К_д , тем слабее диссоциирует электролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы. Например, борная кислота Н₃ВО₃, К_д которой 5,8 ∙ 10^-10 ,более слабый электролит, чем уксусная, К_д которой равна 1,8 ∙ 10^-5.

Константа и степень диссоциации связаны соотношением (закон разбавления Оствальда):

,

где с_В – молярная концентрация электролита, моль/л.

Если α значительно меньше единицы, то можно принять, что 1 – α ≈ 1. Тогда выражение закона разбавления упрощается:

К = α² ∙ с_В, откуда α =

Последнее соотношение показывает, что при уменьшении концентрации электролита с_В (т.е. с разбавлением раствора) α увеличивается.

Кислоты, основания, соли с точки зрения теории электролитической диссоциации

Основания – это электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксид-ионов ОНˉ:

NaOH = Na⁺ + OHˉ

Кислоты – это электролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода Н⁺:

НNO₃ = H⁺ + NO₃^‾

Диссоциация многоосновных кислот протекает по ступеням:

H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄ˉ I ступень

H₂PO₄ˉ ↔ H⁺ + HPO₄²ˉ II ступень

HPO₄²ˉ ↔ H⁺ + PO₄³ˉ III ступень

Существуют электролиты, которые могут диссоциировать по типу кислоты и по типу основания, такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся гидроксиды амфотерных элементов, а также гидроксиды металлов, находящихся в промежуточной степени окисления, например: Be(OH)₂, Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃ и многие другие. Диссоциацию растворенной части амфотерного гидроксида по обоим типам можно представить следующей схемой:

H⁺ + RO^‾ ↔ ROH ↔ R⁺ + OH^‾.

В насыщенном водном растворе амфотерного гидроксида ионы H⁺, RO^‾ и R⁺, OH^‾ находятся в состоянии равновесия, поэтому амфотерные гидроксиды взаимодействуют и с кислотами и с основаниями. При добавлении кислоты равновесие смещается в сторону диссоциации по типу основания, при добавлении основания – в сторону диссоциации по типу кислоты.

Соли – это электролиты, диссоциирующие с образованием катионов, отличных от ионов Н⁺, и анионов, отличных от ионов ОНˉ:

NaCl = Na⁺ + Clˉ (средняя соль)

KHCO₃ = K⁺ + HCO₃ˉ (кислая соль)

AlOHCl₂ ↔ AlOH²⁺ + 2Clˉ (основная соль)

Реакции обмена в растворах электролитов

Реакции обмена в растворах электролитов протекают между ионами, причем заряд ионов не изменяется.

Порядок составления ионно-молекулярных уравнений реакций следующий:

1. Записывают молекулярное уравнение реакции и подчеркивают в нем вещества, которые не будут диссоциировать на ионы (нерастворимые вещества, слабые электролиты, газы):

MgCl₂ + 2AgNO₃ = 2AgCl + Mg(NO₃)₂

2. Записывают полное ионное уравнение реакции. Осадки, гаы и слабые электролиты на ионы не диссоциируют и в ионных уравнениях пишутся в молекулярном виде:

Mg²⁺ + 2Clˉ + 2Ag⁺ + 2NO₃^ˉ = 2AgCl↓ + Mg²⁺ + 2NO₃^ˉ

3. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:

Mg²⁺ + 2Clˉ + 2Ag⁺ + 2NO₃ˉ = 2AgCl↓ + Mg²⁺ + 2NO₃ˉ

Ag⁺ + Clˉ = AgCl↓

Реакции обмена в растворах электролитов протекают только в том случае,

1. Если образуется осадок (↓):

Pb(NO₃)₂ + 2KI = PbI₂↓ + 2KNO₃

Pb²⁺ + 2Iˉ = PbI₂↓

2. Если выделяется газ (↑):

Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

CO₃^2- + 2H⁺ = H₂O + CO₂↑

3. Если образуется слабый электролит:

K₂SO₃+ 2HNO₃ = 2KNO₃ + H₂O

SO₃^2‾ + 2H⁺ = H₂SO₃ = SO₂ + H₂O

В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, слабого электролита, реакции обмена не протекают.