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+ + S2-,
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.