Равновесия в растворах слабых электролитов

Важнейшей характеристикой слабого электролита служит константа диссоциации (Кдисс.):

KatnAnm ↔ nKat+ + mAn-

где Kat – катион (положительно заряженный ион металла),

An – анион (отрицательно заряженный ион кислотного остатка).

Однако это выражение применимо только к слабым растворам слабых электролитов.

В том случае, если электролит распадается только на два иона:

KatAn ↔ Kat+ + An-

то равновесные концентрации образовавшихся при диссоциации катионов и анионов одинаковы и равны:

[Kat+] = [An-] = α·c(KatAn),

а недиссоциированных молекул: [KatAn] = (1-α) ·c(KatAn)

Подставляя в уравнение константы диссоциации, получим:

Это выражение получило название закона разбавления Оствальда. Оно позволяет находить константу диссоциации электролита по степени диссоциации или наоборот.

Для электролитов, у которых степень диссоциации очень мала, то есть α <<1:

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой. Диссоциация трехосновной ортофосфорной кислоты H3PO4:

1. H3PO4 ↔ H+ + H2PO4 –

2. H2PO4 — ↔ H+ + HPO4 2–

3. HPO4 2-↔ H+ + PO4 3–

При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. Действительно, константы диссоциации (константы кислотности) фосфорной кислоты по ступеням соотносятся: K1 > K2 > K3 = 8 · 10-3 > 6 · 10-8>10-12

Суммарному равновесию: H3PO4 ↔ 3H+ + PO43- отвечает суммарная константа диссоциации: K = K1· K2 ·K3

Диссоциация воды

Вода диссоциирует на ионы: H2O ↔ H+ + OH-

или