Равновесия в растворах сильных и слабых электролитов

Диссоциация многих электролитов протекает не полностью. Отношение числа диссоциированных молей к общему числу молей электролита в растворе называют степенью диссоциации. Для одноосновной кислоты, диссоциирующей по уравнению:

НА Û Н⁺ + А^-, где А - кислотный остаток, (3.1)

степень диссоциации a равна:

a = [Н⁺] / С, (3.2)

где С - концентрация кислоты в моль/л или в моль/кг.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, например:

Н₃РО₄ Û Н₂РО₄^- + Н⁺ (1-ая ступень);

Н₂РО₄^- Û НРО₄^2- + Н⁺ (2-ая ступень);

НРО₄^2- Û РО₄^3- + Н⁺ (3-я ступень).

Обычно константа диссоциации по второй ступени приближенно в 10⁴-10⁵ раз ниже, чем по первой. По третьей ступени константа диссоциации еще во столько же раз ниже. Поэтому при расчетах рН в растворах многоосновных слабых кислот обычно учитывают только первую ступень диссоциации, пренебрегая второй и третьей ступенями. Таким образом, уравнение (3.1) приближенно описывает диссоциацию и многоосновных кислот.

Диссоциация слабых электролитов - равновесный процесс. Для его количественного описания используют константу равновесия, называемую константой диссоциации:

K_d = a_H+ ×a_A- / a_HA.

Константу диссоциации находят в справочнике. Так как [Н⁺] = [А^-]. Следовательно, a_H+ = a_A-. Равновесная концентрация недиссоциированной кислоты равна разности между общей концентрацией и концентрацией образовавшихся ионов. С учетом формулы (3.2) получаем:

[НА] = С - [Н⁺] = С - aС = С(1 - a).

Так как в растворах слабых электролитов при умеренных разбавлениях a << 1, то [НА] @ С. Преобразуем формулу (3.3): K_d = a_H+² / C. Отсюда:

a_H+ = Ö K_d × C.

После логарифмирования уравнения (19) получаем:

pH = ½ (pK_d - lg C).

Для растворов слабых оснований можно вывести аналогичные формулы:

a_OH- = Ö K_d × C;

pOH = ½ (pK_d - lg C).

Дата добавления: 2014-01-07