Равновесие электролитической диссоциации в растворе

Диссоциация слабых электролитов подчиняется закону действующих масс и может быть количественно охарактеризована константой равновесия (при постоянных условиях не изменяющиеся во времени).

Например, в системе вода– уксусная кислота устанавливается равновесие:

CH₃COOH↔H⁺+CH₃COO^-

Число молекул, распавшихся в единицу времени, равно числу молекул, образовавшихся за счет соединения ионов Н⁺ и CH₃COO^-.

Константа равновесия реакции диссоциации – это есть константа диссоциации (Кд). Например, выражение для Кд уксусной кислоты имеет вид:

(1)

где [Н ⁺] и [CH₃COO^-] —равновесные концентрации соответствующих ионов, моль/л; [СНзСООН] — равновесная концентрация недиссоциированных молекул кислоты, моль/л.

Константы диссоциации, выражаемые уравнениями (1), называют классическими (или концентрационными) константами и обозначают Кс (в отличие от термодинамических констант, которые обозначают Ка).

Как видно, степень диссоциации возрастает обратно пропорционально корню квадратному из концентрации электролита. Например, при уменьшении концентрации в 100 раз степень диссоциации возрастает в 10 раз.

Таким образом, степень диссоциации электролита зависит:

- от концентрации,

- от природы растворителя,

- электролита и температуры.

Аналогично, в системе Н₂О — NH₄OH устанавливается равновесие:

.

Для расчетов, связанных с диссоциацией кислот, часто удобно пользоваться не константой Кс, а так называемым показателем константы диссоциации рК, который определяется соотношением: