Общая химия. Горохов А.А. - 92 стр.

растворе устанавливаются некоторые равновесные концентрации ионов и
молекул, не меняющиеся во времени.
         Диссоциация слабых электролитов подчиняется закону действующих
масс и может быть количественно охарактеризована константой равновесия.
Классическим примером слабого электролита может служить уксусная кислота
в разбавленном водном растворе. В таком растворе устанавливается равновесие
диссоциации:
                           СH 3 COOH ⇔ CH 3 COO − + H +
Количественно этот процесс характеризуется степенью диссоциации и
константой диссоциации. Степенью электролитической диссоциации ( α )
называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу
молекул:
                      [CH 3 COO − ]          [CH 3 COO − ]
                   α=               =                             ,
                        C 0CH 3COOH   [CH 3 COO − ] + [CH 3 COOH]

где C 0CH 3COOH – аналитическая (общая) концентрация уксусной кислоты, моль/л;

[ CH 3 COO − ] и [ CH 3 COOH ] – равновесные концентрации ацетат ионов и
молекул уксусной кислоты, моль/л.
         Электролитическая диссоциация проявляется в сильном отклонении
свойств растворов электролитов от идеальности. Вант-Гофф обнаружил, что для
электролитов осмотическое давление больше, чем рассчитанное по формуле
π = RT ⋅ C , а именно π = iRT ⋅ C , где i – изотонический коэффициент Вант-Гоффа
(i>1).
         Для растворов слабых электролитов i равен отношению фактического
числа частиц растворенного вещества в растворе к тому числу частиц, которое
было бы при отсутствии диссоциации. Отношение это можно рассчитать таким
образом. Если до диссоциации в растворе находилось N молекул растворенного
вещества и степень диссоциации его α , то число диссоциированных молекул
равно αΝ , а число недиссоциированных (1 − α ) Ν . Пусть каждая молекула
образует при диссоциации К ионов, тогда при диссоциации αΝ молекул

                                                                             92