Равновесие в растворах слабых электролитов

Электролитическая диссоциация слабых электролитов - про­цесс обратимый в связи с тем, что в их растворах одновременно имеются и недиссоциированные молекулы и ионы. Следова­тельно, в растворах слабых электролитов всегда имеет место химическое равновесие, выражающееся в равенстве скоростей реакции диссоциации и ассоциации

Скорости диссоциации и ассоциации в водных растворах очень велики, поэтому электролитическое равновесие в растворах слабых электролитов устанавливается очень быстро

Используя закон действующих масс, электролитическое равновесие в растворах слабых электролитов можно количест­венно выразить величиной константы диссоциации. В случае слабых кислот эта величина обозначается К_а (acid), в случае слабых оснований - Kb, (base):

Значение константы диссоциации как константы истинного равновесия не зависит от концентрации слабого электролита в растворе, но зависит от следующих факторов:

- природы вещества (табл. 7.1);

- природы растворителя (с увеличением 777s константа диссо­циации возрастает);

- температуры (при повышении температуры константа дис­социации увеличивается).

Значения констант диссоциации слабых электролитов много меньше единицы (см. табл. 7.1), и поэтому вместо констант диссоциации принято использовать показатели этих величин рК_а или рК_ь: рК_а — -lg К_а и рК_b = -lg К_b. Чем меньше значе­ние рК_а электролита (в этом случае значение его константы диссоциации больше), тем больше это вещество распадается на ионы и тем сильнее электролит.

Электролитическая диссоциация многоосновных кислот (Н3РО4, Н₂С0₃) и многокислотных оснований (Fe(OH)₃) протекает ступенчато. При этом первая ступень протекает в значи­тельно большей степени, чем последующие

В соответствии со сказанным ступенчатая равновесная диссо­циация всегда характеризуется значениями констант диссо­циации, уменьшающимися в следующей последовательности: