Слабые электролиты — ступенчатая диссоциация, количественная характеристика слабых электролитов, расчет концентрации ионов в растворах слабых кислот и оснований, влияние добавления одноименных ионов на диссоциацию слабых электролитов

Слабые электролиты имеют степень диссоциации меньше 2% (a< 0,02). К ним относятся:

• · слабые неорганические кислоты (Н2СО3, Н2S, НNO2, HCN, H2SiO3 и др.) и все органические, например, уксусная кислота (CH3COOH);
• · нерастворимые гидроксиды, а также растворимый гидроксид NH4OH;
• · нерастворимые соли.

Многоосновные кислоты, а также основания двухи более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда.

Каждую ступень характеризуют своим значением константы диссоциации, например:

Первое равновесие — диссоциация по первой ступенихарактеризуется константой диссоциации, обозначаемой К1, а второе — диссоциация по второй ступениконстантой диссоциации К2. ВеличиныК, К1 иК2связаны друг с другом соотношением К=К1К2.

При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. Соблюдается неравенство:

Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.

Например, серная кислота H2SO4 — сильная двухосновная кислота, диссоциирует в две ступени.

H2SO4 — H+ + HSO4Ї.

HSO4Ї - H+ + SO42;

Степень диссоциации (б) серной кислоты по каждой ступени близка к 1, поэтому для серной кислоты можно записать суммарное уравнение диссоциации:

H2SO4 — 2H+ + SO42;

Для слабых многоосновных кислот суммарное уравнение диссоциации писать некорректно, т.к. наибольшую концентрацию ионов водорода обеспечивает диссоциация по I ступени.

H2S — H+ + HSЇ Кд I = 8,9 • 10−8.

HSЇ - H+ + S2- Кд II = 1,3 • 10−15.

Значения двух констант диссоциации показывают, что процесс диссоциации по второй ступени практически не протекает.

Все вышесказанное относится и к растворам многокислотных сильных и слабых гидроксидов (оснований).

Например, гидроксид бария Ba (OH)2 — сильный гидроксид:

Ba (OH)2 — BaOH+ + OHЇ.

BaOH+ - Ba2+ + OHЇ.

Ba (OH)2 — Ba2+ + 2OHЇ.

Гидроксид магния Mg (OH)2 — слабый гидроксид:

Mg (OH)2 — MgOH+ + OHЇ.

MgOH+ - Mg2+ + OHЇ.

Закон разбавления Оствальда Пусть для слабого электролита.

С — концентрация электролита; б — степень диссоциации; С. б — концентрация каждого из ионов; С.(1 — б) — концентрация недиссоциированных молекул.

Тогда выражение КД запишется:

.

Для разбавленных растворов, если б << 1, то, откуда.

.

Полученное выражение показывает, что степень диссоциации возрастает при разбавлении, и выражает закон разбавления Оствальда.

Итак, поведение слабых электролитов описывается законом Оствальда, а сильных — моделью ионной атмосферы. Но общей теории не создано.