Диссоциация слабых электролитов. Константа диссоциации

В отличие от сильных электролитов, слабые электролиты в водном растворе только частично диссоциированы на ионы. Устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами, условно:

AB A⁺ + B^-.

Соответствующую константу равновесия называют константой диссоциации (K). Согласно закону действующих масс для химического равновесия

,

где , ‑ равновесные концентрации ионов, моль/л;

‑ равновесная концентрация

недиссоциированных молекул, моль/л.

Константа диссоциации, так же как и степень диссоциации, зависит от природы растворенного вещества и растворителя, от температуры. Константа диссоциации, как и любая константа равновесия, не зависит от концентрации раствора. Чем слабее электролит, тем меньше значение константы диссоциации. Значения констант диссоциации слабых электролитов при 298 К приведены в справочных таблицах.

Кислоты диссоциируют с образованием ионов водорода. Уравнение диссоциации уксусной кислоты:

CH₃COOH H⁺ + CH₃COO^-,

.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Число ступеней диссоциации равно основности кислоты. Например, процесс диссоциации двухосновной сероводородной кислоты характеризуют двумя ступенями.

Первую ступень диссоциации описывают уравнением

H₂S H⁺ + HS^-,

константа диссоциации по первой ступени

.

Уравнение диссоциации по второй ступени

HS^- H⁺ + S^2-,

константа диссоциации по второй ступени

.

Образованием при диссоциации многоосновных кислот кислотных остатков, содержащих ионы водорода, объясняется существование кислых солей (NaHS, KHCO₃, CaHPO₄ и др.).

Основания диссоциируют с образованием гидроксид-ионов. Слабые основания Мe(OH)_nсодержащие n гидроксид-ионов, диссоциируют по n ступеням, например, диссоциация Fe(OH)₂ проходит по двум ступеням.

Первая ступень:

Fe(OH)₂ FeOH⁺ + OH^-,

.

Вторая ступень:

FeOH⁺ Fe²⁺ + OH^-,

.

Образованием при диссоциации основных остатков, содержащих гидроксид-ионы, объясняется существование основных солей (CuOHCl, FeOHSO₄ и др.).

Значения констант диссоциации слабых электролитов << 1, т.е. в растворах слабых электролитов концентрация ионов намного меньше концентрации недиссоциированных молекул.

Сущность происходящих в растворе процессов выражают ионными уравнениями. В ионных уравнениях учитывают растворимость и характер диссоциации электролитов.

Все остальные вещества (неэлектролиты, слабые или малорастворимые электролиты) записывают в молекулярной форме, так как они образуют незначительное количество ионов или не образуют их вообще.

Реакции обмена проходят в направлении большей степени связывания ионов и протекают практически необратимо, если в результате взаимодействия растворимых сильных электролитов образуются малорастворимые, газообразные вещества или слабые электролиты.