Учебное пособие для студентов 1 курса направления 020100-Химия

Неэлектролиты i = 1
Электролиты i  
Р = Ро ·N2	^ i ·PоN2
tкрист = Кк ·Сm	tкип^= i ·КэСm
tкип = Кэ ·Сm	tкип^= i ·КэСm
π = СMRT	π^= i·СMRT

i = /  t_крист^/t_крист = t_кип^/t_кип = π^/π.

Величины, стоящие в числителе, определяют экспериментально, величины в знаменателе вычисляют по соответствующим формулам:

3.4 Закон разбавления Оствальда

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и устанавливается равновесие, которое можно охарактеризовать константой равновесия К_д:

КА  К⁺ + А^–

К_КА = К⁺^–,

где ⁺, ^– - концентрации в растворе ионов К⁺, А^– (в моль/л);

 - концентрации в растворе непродиссоциировавших молекул КА.
Для данного электролита значение К_д является величиной постоянной при определенной температуре и не зависит от концентрации.
Установим связь между К_д,  и С_М для бинарного электролита (т.е. распадающегося на два иона).
Концентрация ионов К⁺ и А^– в растворе вещества  равна:

⁺  ^– =  ·С_М,

концентрация непродиссоциировавших молекул КА в растворе равна:

   ·С_М,

Откуда К = ² С_М ²/(1 - ) С_М или

К = ^2 СМ/(1 - )

Последнее уравнение математически выражает закон разбавления Оствальда. В том случае, если  , тогда (1 - )  , следовательно

 С_М.
Как видно из последнего уравнения, с уменьшением концентрации электролита в растворе степень электролитической диссоциации возрастает (одна из формулировок закона Оствальда).
Диссоциация слабых многоосновных кислот и многокислотных оснований протекает ступенчато, каждая стадия диссоциации характеризуется ступенчатой константой диссоциации:

H₂CO₃  H⁺ + HCO₃^–

K₁ = ⁺C₃^–₂C₃ = 4,45 ·10^–7 (25^o C).
HCO₃^–  H⁺ + CO₃^2–
K₂ = ⁺C₃^2–C₃^– = 4,70 ·10^–11 (25^o C).
Как видно из этих данных, процесс диссоциации слабого электролита протекает, в основном, по первой стадии.