Константа диссоциации слабых электролитов.

(Здравствуйте уважаемый читатель.Наше настоятельное пожелание-посетите главную страницу сайта.)

Между степенью диссоциации и концентрацией электролита существует взаимосвязь,раскрытая В.Оствальдом в 1888 г.Он рассмотрел химическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.Например,

CH3COOH(водн)⇔H⁺ (водн)+CH3COO^— (водн)

Уксусная кислота относится к слабым электролитам,поэтому константа этого равновесия мала,K298=1,8×10^-5

Для расчета степени диссоциации α слабой кислоты в простом случае

HA⇔H⁺+A^—

введем следующие обозначения:C-аналитическая концентрация слабой кислоты;[HA],[H⁺],[A]-равновесные концентрации соответствующих частиц.С учетом уравнения диссоциации,можно записать:

[H⁺]=[A^—]= αC      [HA]=(1- α)C

     Константа равновесия,или константа кислотной диссоциации Ka

(a-от англ.acid-кислота),имеет вид:

K_a=[H⁺][A^—]/[HA]

Следовательно,

K_a=α²C²/(1-α)

Т.к. для слабых электролитов α много меньше 1,то можно принять (1-α)≈1.

Отсюда

Константа равновесия,или константа кислотной диссоциации

K_a≈α²C     и      α≈(K_a/C)^1/2

То есть степень диссоциации обратно пропорциональна квадратному корню из концентрации.Эта зависимость известна как закон разбавления Оствальда.

Для слабого основания выражение аналогично,константу диссоциации которого принято обозначать K_b(b-от англ.base-основание).