Константа диссоциации. Закон разбавления Освальда

Константа диссоциации. К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для диссоциации уксусной кислоты

СН3СООН → Н+ + СН3СООˉ

константа равновесия имеет вид: К = ([Н+] [СНзСООˉ])/[СНзСООН]

Здесь в числителе дроби стоят концентрации ионов — продуктов диссоциации, а в знаменателе — концентрация недиссоциированных молекул.

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина К зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данного вещества распадаться на ионы: чем выше К, тем легче электролит диссоциирует.

Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. Например, диссоциация угольной кислоты происходит в две ступени:

Н2СО3 ↔ Н + + НСО3ˉ

НСО3ˉ ↔ Н+ + СО32ˉ

Первое равновесие — диссоциация по первой ступени — характеризуется константой диссоциации, обозначаемой K1:

К1 =([Н+] [НСОˉ3]/[Н2СО3]

а второе – диссоциации по второй ступени – константой диссоциации К2:

К2 = ([Н+] [НСО2 ˉ3ˉ])/[НСОˉ3]

Суммарному равновесию отвечает суммарная константа диссоциации К

Н2СО3 ↔ 2Н+ + СО2 ˉ3

К = ([Н+]2 [СО2 ˉ3ˉ] )/[Н2СО3]

Величины К, К1, К2 связаны друг с другом соотношением: К = К1 *К2

Аналогичные соотношения характеризуют и ступенчатую диссоциацию оснований многовалентных металлов. Например, двум ступеням диссоциации гидроксида железа (II) отвечают константы диссоциации

Fe(OH)2 → FeOH+ + OHˉ

FeOH+ → Fe2+ + OHˉ

К1= ([FeOH+] [OHˉ]) /[Fe(OH)2]

К2 = ([Fe2+] [OHˉ])/ [FeOH+]

Суммарной диссоциации отвечает константа:

Fe (OH)2 → Fe2+ + 2OHˉ

К = ([Fe2+] [OHˉ]2)/[Fe(OH)2]

К = К1 *К2

При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей (по второй меньше, чем по первой и т. д.) Иначе говоря, соблюдается неравенство:

К1>К2>К3 …

Если обозначить исходную концентрацию электролита, распадающегося иона через С, а степень его диссоциации в данном растворе через ά, то концентрация каждого из ионов будет С ά , а концентрация недиссоциированных молекул С(1 - ά ). Тогда уравнение константы диссоциации принимает вид:

К =((С ά )2 )/С (1 - ά ) или

К = С *ά2 /1 - ά

Это уравнение выражает закон разбавления Оствальда. Оно дает возможность вычислять степень диссоциации при различных концентрациях электролита, если известна его константа диссоциации. Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала, уравнение закона Оствальда упрощается. Поскольку в таких случаях ά < 1, то величиной ά в знаменателе правой части уравнения можно пренебречь. При этом уравнение принимает вид:

К ≈ ά 2 С или ά ≈ √К/С

Это уравнение показывает связь между концентрацией слабого электролита и степенью его диссоциации, а именно степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора.

Электролиты в организме человека.

Электролиты выполняют в организме важную роль: отвечают за осмолярность и величину ионной силы биосред, образуют биоэлектрический потенциал, катализируют процессы обмена веществ, стабилизируют определенные ткани (костная), служат в качестве энергетических депо (фосфаты), участвуют в свертывающей системе крови. Для практики полезно запомнить, что физиологическими рас­творами являются 1 / 6 моль/л растворы солей, молекулы которых полностью диссоциируют на 2 иона, и 1/3 моль/л растворы рас­творов неэлектролитов (например, 1/3 моль/л раствор глюкозы). Коллоидные растворы клеток и биологических жид­костей находятся в соприкосновении с электролитами. Поэтому при введении в организм какого-либо электролита надо учитывать не только его концентрацию, но и заряд ионов.

Протолитическая теория кислот и оснований.

В 1923г. Бренстед и Лoури предложили протолитическую теорию кислот и оснований. Согласно этой теории к кислотам относятся вещества, способные отдавать протоны, а к основаниям – вещества, способные их присоединять. Поскольку отдача протона кислотой – процесс обратимый, то получившийся при этом остаток кислоты может снова присоединить протон и, следовательно, будет основанием. Поэтому с каждой кислотой сопряжено основание, в которое она переходит, теряя протон.

Все реакции кислотно-основного взаимодействия по этой теории состоят в обратимом перенос протона от кислоты к основанию. В результате такого процесса образуется пара новых частиц, одна из которых способна отдавать протон, а другая его принимать. Таким образом, кислота оказывается в равновесии с сопряженным основанием, а основание – с сопряженной кислотой.

Соединения, которые могут быть как кислотами, так и основаними, называются амфипротными, или амфолитами. К ним относятся вода, продукты ступенчатой диссоциации многоосновных кислот
(HPO₄^2-,HC₂O^-₄ ) и т. д., поскольку они могут и присоединять, и отдавать протон.