ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Ионные равновесия в растворах слабых электролитов из "Справочник Химия изд.2" В водных растворах слабых электролитов (см. 7.2) устанавливается состояние химического равиовесия между молекулами веществ и их ионами. По теории электролитической диссоциации Аррениуса такие равновесия называются ионными. [c.255] Величина Кц является количественной характеристикой обратимого процесса диссоциации и называется константой диссоциации. Как и константа любого другого равновесия, величина Кл зависит только от температуры. [c.255] Любая диссоциация сопровождается разрывом химических связей и поэтому относится к эндотермическим процессам. По принципу Ле Шателье положение ионного равиовесия в растворе при повышении температуры сдвигается в направлении образования ионов, т. е. развивается процесс, связанный с поглощением системой энергии в форме теплоты. [c.255] С повышением температуры электролитическая диссоциация усиливается. [c.255] Эта зависимость выражается в повышении значения Кл (увеличивающиеся при диссоциации равновеспые концентрации ионов стоят в числителе выражения для Кл). [c.255] Изменение концентрации растворенного вещества влияет на положение ионного равновесия. Если концентрация вещества, т. е. содержанне в растворе недиссоциированных молекул АВ, увеличивается, то соотношение кон. центраций молекул и ионов, составленное аналогично выражению для /Сд, приобретает меньшее значение (концентрация вещества входит в знаменатель выражения для Кл)- Ионные реакции протекают практически мгновенно, следовательно, состояние равновесия быстро снова устанавливается за счет того, что усиливается диссоциация молекул АВ. Соотношение концентраций снова принимает значение Кд, а положение равновесия смещается в направлении образования ионов (в сторону прямой реакции). [c.256] На первый взгляд проявляется кажущееся противоречие во влиянии концентрации на положение равновесия и степень диссоциации при увеличении концентрации Сдв, с одной стороны, положение равновесия смещается в направлении образования продуктов (электролитическая диссоциация усиливается), а с другой стороны — степень диссоциации уменьшается. Это противоречие объясняется следующим образом. При внесении в раствор дополнительного количества вещества АВ протекает диссоциация некоторого дополнительного числа молекул АВ (вследствие чего положение равновесия сдвигается вправо при постоянстве величины Кд), однако диссоциируют не все дополнительно введенные молекулы АВ. Поэтому число продиссоциировап-ных молекул АВ возрастает в меньшей мере, чем общее их число в растворе и отношение этих чисел, т. е. степень диссоциации а, уменьшается по сравнению со значением а в более разбавленном растворе. Именно это и утверждает закон разбавления Оствальда. [c.256] Изменение концентрации одного из образующихся при диссоциации ионов также влияет на положение равновесия. Если увеличить концентраци о одного из ионов, то развивается обратная реакция, образуется дополнительное количество недиссоциированных молекул АВ и положение равновесия смещается в сторону реагентов, т. е. [c.256] Введение одноименных ионов уменьшает степень диссоциации слабых электролитов. [c.257] Таким образом, и положение ионного равновесия, и степень диссоциаци электролитов уменьшаются при возрастании концентрации одноименных ионов (либо катионов, либо анионов). Введением одноименных ионов часто пользуются для подавления процесса диссоциации. [c.257] Слабые электролиты встречаются, в основном, среди кислот и оснований по Аррениусу (лишь очень редко они отвечают другим типам веществ, например бинарным соединениям Н СЬ и СиС1г). [c.257] Обратимые реакции диссоциации слабых кислот по Аррениусу характеризуются константами диссоциации кислот Ядк- Значения константы диссоциации кислоты Кдк совпадают со значениями константы кислотности Кк данных сопряженных пар в прогонной теории Бренстеда (см. 7.10). [c.257] Чем выше значение Кдк одноосновной кислоты или Кдк, i многросновной кислоты, тем больше сила слабой кислоты. [c.257] Амфотерные гидроксиды, относящиеся к слабым электролитам, практически нерастворимы в воде, и, сдедовательно, значения Кдк и Кдо для них не представляют интереса. [c.258] Все соли и основания по Аррениусу являются сильными электролитами, процесс их электролитической диссоциации в разбавлеииом водном растворе необратим и поэтому применение закона действующих масс к этому процессу невозможно. В концентрированных растворах сильных электролитов из-за большой концентрации ионов и их взаимного притяжения кажущаяся степень диссоциации, определенная экспериментально, как правило, не равна I (100 %). [c.258] Вернуться к основной статье