Слабкі електроліти, на відміну від сильних, дисоціюють на іони зворотно, між молекулами та іонами встановлюється рівновага, стан якої характеризується константою дисоціації (константа рівноваги). Наприклад, для оцтової кислоти:
СН3СООН ⇄ Н+ + СН3СОО-
(8)
Значення константи дисоціації можна зв'язати з величиною ступеня дисоціації а, який відповідає відношенню концентрації дисоційованих молекул до вихідної (аналітичної) концентрації 
. Концентрацію кислоти, що розпалась на іони, можна виразити співвідношенням: [Н+ ] = [СН3СОО-] = α*С . Рівноважна концентрація недисоційованих молекул дорівнює С - α*С. Підставивши ці значення у вираз для константи рівноваги (8), дістанемо рівняння, яке називається законом розбавлення:
(9)
Під час розбавлення концентрація оцтової кислоти в розчині зменшується. Відповідно до принципу Ле Шательє рівновага в системі зсувається так, щоб послабити зменшення кількості розчинених частинок. Збільшенню числа частинок у розчині сприяє процес дисоціації (1 молекула СН3СООН —> 2 іони), і α зростає. Але це збільшення відбувається так, що константа дисоціації залишається сталою, оскільки вона не залежить від концентрації.
Рівновага процесу дисоціації зміщується й тоді, коли в розчин вводити надлишок одного з іонів, що утворюються в результаті дисоціації (такі іони називають однойменними). Так, якщо до розчину оцтової кислоти додати розчинної у воді солі цієї кислоти, наприклад СН3СООNа, остання повністю дисоціює на іони:
СН3СОONа = СН3СОO- + Na+,
підвищуючи концентрацію ацетат-іонів СН3СОО- у розчині. Згідно з принципом ле Шательє рівновага дисоціації оцтової кислоти зміститься так, щоб послабити зростання концентрації цих іонів у розчині, тобто в бік утворення вихідної речовини - оцтової кислоти. Ступінь дисоціації кислоти при цьому зменшиться. Отже, збільшення [СН3СОО-] призводить до зміни концентрацій усіх частинок у розчині: зменшення [Н+], збільшення [СН3СООН], але так, щоб значення константи дисоціації залишалося незмінним.
Таким чином, за сталої температури константа дисоціації слабкого електроліту є сталою величиною і може використовуватись для характеристики сили такого електроліту, а ступінь дисоціації - для характеристики стану рівноваги в системі.
Зміна температури впливає як на значення констант дисоціації так і ступенів дисоціації слабких електролітів, але її вплив найчастіше є не дуже значним.
Слабкі електроліти, з однієї молекули яких внаслідок дисоціації утворюється більш ніж два іони, дисоціюють ступінчасто, і кожному ступеню відповідає своє значення константи дисоціації, наприклад:
H2S ⇄ H+ +HS- 
HS- ⇄ H+ S2- 
Перший ступінь дисоціації є значно більшим від наступних, тобто К1>К2. Спрощено це можна пояснити тим, що катіон Н+ на другій стадії долає сильніше притягання двозарядного аніона S2-, ніж однозарядного НS- на першій стадії. Оскільки ступені дисоціації окремих стадій процесу суттєво різняться між собою, їх не об'єднують в загальне рівняння:
Н2S ⇄ 2Н+ + S2-
Проте іноді для розрахунків використовують загальну константу дисоціації, яка дорівнює добуткові констант окремих стадій:
Кдис= К1*К2= 
* 
= 
Ступінчасто дисоціюють також кислі та основні солі. Так, кисла сіль - гідрокарбонат натрію подібно до середніх солей повністю дисоціює на катіон металу та аніон кислотного залишку:
NаНСО3 = Na+ + НСО3-,
наступна ж стадія дисоціації залишку слабкої кислоти іде зворотно і в тій мірі, в якій дисоціює карбонатна кислота за другим ступенем:
НСО3- = Н+ + СО32-
Аналогічно відбувається дисоціація основних солей.
Дата: 2016-10-02, просмотров: 226.
