4.5 Константа дисоціації
Процес дисоціації електролітів є рівноважним і, як будь-який рівноважний процес, характеризується константою рівноваги, яка в цьому випадку називатися константою дисоціації. Розглянемо приклад дисоціації оцтової кислоти, яка протікає за рівнянням:
молекулярна форма іонна форма
Оскільки оцтова кислота є слабким електролітом, то рівновага процесу дисоціації зрушено в бік молекулярної форми кислоти. Запишемо вираз для константи рівноваги цього процесу згідно із законом діючих мас:
Крав = Кдіс = ¾ ¾ ¾ ¾ ¾ ¾ ¾ ¾ ¾ = 1,8 10 - 5
За своїм змістом Кдіс визначає ступінь незворотності процесу дисоціації. Кдіс не залежить від концентрації слабкого електроліту в розчині, а залежить тільки від температури і природи електроліту. Значення Кдіс говорить про силу електроліту - чим більше значення Кдіс. тим сильніше електроліт.
HCN Û H + + CN - Кдіс = 4 × 10 -4
З порівняння значень Кдіс для оцтової, синильної і азотної кислот видно, що HCN сильніше HNO 2. а оцтова кислота - сильніше HNO 2. але слабкіше HCN.
Для слабких многоосновних кислот і многокіслотних підстав, дисоціація яких відбувається поступово, кожен ступінь є процесом рівноважним і характеризується своєю констатив дисоціації.
HCO 3 - Û H + + CO 3 2- II ступінь дисоціації К2 дис = [H +] [CO 3 2-] / [HCO 3 -] = 5,6 10 -11
Zn (OH) 2 Û ZnOH + + OH - I ступінь дисоціації К 1 дис = [ZnOH +] [OH -] / [Zn (OH) 2] = 10 -6
ZnOH + Û Zn 2+ + OH - II ступінь дисоціації К2 дис = [Zn 2+] [OH -] / [ZnOH -] = 10 -11
Zn (OH) 2 Û Zn 2+ + 2 OH - Сумарний процес Кдіс = 10 -6 * 10 -11 = [Zn 2+] [OH -] 2 / [Zn (OH) 2] = 10 -17.