31. Ступенчатый характер диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда (формулировка и математическое выражение).
В-ва, распадающиеся в р-рах или расплавах на ионы, называют электролитами, а процесс распада молекул на + и - заряженные ионы под действием р-рителя называется электролитической диссоциацией.
Слабые электролиты – это в-ва, которые лишь частично диссоциируют на ионы. Из неорганических соединений к ним относят: H2O, H2O2, некоторые кислоты, например, H2CO3, H2S, H2SiO3, H2SO3, HNO2, HClO, H3PO4, HCN, H3BO3. Силу электролита удобно характеризовать с помощью константы диссоциации. Это более общая количественная характеристика силы электролитов, чем степень диссоциации т: к как она не зависит от концентрации.
Диссоциацию слабого электролита АВ
АВ↔А++В-
Слабые электролиты – в-ва, молекулы которых в р-рах ионизированы со степенью ионизации α <3%. К ним относятся слабые кислоты и слабые основания.
Процесс ионизации обратим:
Константа ионизации показывает отношение частиц, диссоциирующих в р-р, к количеству непродиссоциировавшего вещества.
Ионизация слабого электролита — процесс равновесный: СН3СООН <± Н+ + СН3СОO-.
В отличии от солей среди кислот и оснований есть и сильные и слабые электролиты. Большинство кислот и оснований — слабые электролиты. Ka и Kb зависят от природы, темп, но не зависят от концентрации в-ва.
Ионизация электролитов, основность и (или) кислотность которых более 1 происходит ступенчато:
I. H3PO4↔H++H2PO4-
Ка I=
II. H2PO4-↔H++HPO42-
Ка II=
III. HPO42-↔H++PO43-
Ка III=
Диссоциация по каждой последующей ступени происходит в меньшей степени, чем по предыдущей.
+Ка I > Ка II > Ка III Ka общ.= Ка I *Ка II *Ка III
32. Константа диссоциации слабых кислот и оснований (константа кислотности Ка, константа основности Кb) как константа равновесия процесса диссоциации. Показатель константы диссоциации (рКа и рКb).
Кд – константа диссоциации – это отношение произведения концентрации диссоциированных ионов к концентрации недиссоциированных молекул электролита.
Например, КА K++AК
Кд показывает во сколько раз скорость диссоциации больше скорости ассоциации. Чем больше Кд, тем сильнее электролит. Кд зависит от природы электролита и растворителя, температуры и не зависит от концентрации раствора.
Константа кислотной диссоциации (константа кислотности) Ка равна:
В растворе слабых оснований В кислотно-основное равновесие имеет вид
В+ Н2О = ВН++ОН
где В-основание, а ВН+ - сопряженная В кислота. Константа кислотно-основного равновесия в этом случае в соответствии с законом действующих масс равна:
Константу Кb называют константой диссоциации основания В или константой основности.
Величины Ка и Кb для сопряженной кислотно-основной пары связаны также простым соотношением.
Ка Кb=10-14 или рКа+рКb=14, рКb=14-рКа
Таким образом, сила кислот и оснований может быть выражена в общей шкале рКа, подобно тому, как реакция среды характеризуется водородным показателем рН.