Page 174 - 4663

2
С  С   С
K   . (13.9)
д
1 (  )С 1  
Оскільки концентрація С обернено пропорційна до об’єму розчину (V),
то константа дисоціації слабкого бінарного електроліту має вигляд

 2
К  . (13.10)
д
( 1  )V
Формула (13.10) є математичним вираженням закону розбавлення
Оствальда “Для слабого електроліту співвідношення величин ступенів
дисоціації і розбавлення є сталим за конкретної температури”. Це означає,

що для слабких електролітів константа дисоціації не залежить від зміни
концентрації розчину.
Сильні електроліти не підпорядковуються закону розбавлення

Оствальда, тобто, зі зміною концентрації розчину змінюється не тільки
ступінь дисоціації, але й константа дисоціації. Так, наприклад, для розчинів
КСl: за концентрації С N = 0,001,  = 0,980, К д = 0,948, С N = 0,01,  = 0,943,

К д = 0,156; С N = 0,100,  = 0,864, К д = 0,095. Причина цього для розчинів
сильних електролітів пояснюється «активністю сильних електролітів»,
поняття про яку описується в іншій спеціальній літературі.

13.5. Дисоціація води. Водневий показник

Раніше підкреслювалось, що при дисоціації гідроксидів утворюються
+

аніони ОН , а при дисоціації кислот  катіони Н . Оскільки в розчинах
електролітів реакції відбуваються між іонами, то активність гідроксидів і
кислот визначається не загальною їх концентрацією, а концентрацією

+
відповідно іонів Н і ОН . Зважаючи на вказане, розрізняють загальну,
активну і потенціальну лужність (кислотність) розчинів гідроксидів і
кислот.

Існують речовини, при дисоціації яких утворюються як аніони ОН , так
+
і катіони Н . Такі речовини називають амф ол ітами. Типовим
представником амфолітів є вода, яка дисоціює за схемою

+
Н 2О  Н + ОН ,
+
+
Н + Н 2О  Н 3О .
Запишемо вираз константи дисоціації води
C   C 
K  H OH
Д , або (13.11)
(C )
H 2 O н

173