2.1. Влияние общего иона и противоиона на равновесие

Если к водному раствору слабого электролита добавить силь­ный электролит, содержащий общий ион, то в соответствии с принципом Ле Шателье равновесная система будет уменьшать это воздействие, смещая равновесие в сторону недиссоциирован­ной формы, то есть понижать степень диссоциации. Так, при до­бавлении к водному раствору слабой кислоты, например уксус­ной, какой-либо сильной кислоты в системе создаётся избыток ионов Н⁺, который способствует ассоциации ионов Н⁺ и СН₃СОО^– и препятствует ионизации СН₃СООН.

Аналогичное действие вызывает добавление в систему (ацетат натрия) (вследствие создания избытка ацетат-натрия СН₃СОО^–).

Таким образом, добавление общего иона уменьшает степень диссоциации слабого электролита, но при этом значение его константы дис­социации сохраняется.

При добавлении в равновесную систему противоиона, то есть иона, который прочно связывает один из ио­нов электролита в новое соединение, диссо­циация слабого электролита усилится, а концентрация его не­диссоциированных молекул в растворе уменьшится.

Для ка­тиона Н⁺ противоионом является анион ОН^– (и наоборот), так как при их взаимодействии образуется Н₂О – малодиссоциирующее вещество

Для анионов (ки­слотных остатков) противоионами являются катионы металлов, которые с ними образуют малорастворимые соли.

СН3СООН				СН3СОО– + Н+
Добавление		НСl (избыток Н+)
		СН3СООNа (избыток СН3СОО–)
		NаОН (связывание Н+ и ОН– в Н2О)
НСО3–				СО32– + Н+
Добавление		НСl (избыток Н+)
		Nа2СО3 (избыток СО32–)
		NаОН (связывание Н+ и ОН– в Н2О)
		СаСl2 (связывание Са2+ и СО32– в СаСО3)

Влияние общего иона и противоиона на процесс диссоциации электролитов носит общий характер, что можно использовать для любых равновесных систем.

2.2. Взаимосвязь константы и степени электролитической диссоциации

Процесс диссоциации слабых электроли­тов характеризуется степенью электролитической диссоциации (α) и константой диссоциации (К_а или К_b), а также равновесными концентрация­ми неионизированного электролита и его ионов:

	СН3СООН		СН3СОО–	+	Н+
исходная концентрация	с		0		0
равновесная концентрация	с (1 – α)		сα		сα

= . (2.6)

Полученное соотношение выражает закон разбавления Оствальда (1888 г.). Для растворов слабых электролитов при α < 0,01, то есть (1 – α) ≈ 1, выражение (2.6) приобретает сле­дующий вид:

К_а = сα² или α = . (2.7)

Последнее соотношение показывает, что степень диссоциации слабого электролита при разбавлении раствора увеличивается обратно пропорционально корню квадратному из его молярной концен­трации.

ФРИДРИХ ВИЛЬГЕЛЬМ ОСТВАЛЬД (1853 –1932) – немецкий физикохимик, один из основателей физической химии. Благодаря его работам физическая химия была при­знана самостоятельной дисциплиной. Он сфор­мулировал закон разбавления, установил ме­ханизм действия индикаторов. Нобелевский лауреат по химии 1909 г. (за работы по изучению ката­лиза). Разработал технологический процесс окисления аммиака с помощью пла­тинового катализатора в промышленном цик­ле производства азотной кислоты. Долгое время не принимал тео­рию строения атома - согласился с существованием атомов лишь к 1906 г. Был последователем принципов австрийского физика и философа Эрнста Маха, считавшего, что учёные не должны созда­вать теорий и моделей, основанных на косвенных доказательствах и абстракциях, их удел – прямые и точные измерения.
В возрасте сорока лет Оствальд имел весьма эффектную внеш­ность: совершенно седые волосы, высокий лоб, огненно-рыжие борода и усы, живые выразительные глаза. Оствальд испытывал отвращение к примерке одежды и обуви, стрижке волос, не тер­пел зубных врачей и никогда не лечил зубов, а с секретарём об­щался с помощью велосипедного звонка, который собственноруч­но установил на двери своего кабинета. Свои статьи, записки и письменные поручения он складывал в корзину, выставлял за дверь и звонил. Секретарь забирал корзину в свою комнату и вы­полнял работу, а потом возвращал корзину на место. С 1906 г., оставив государственную службу, Оствальд поселился с семьёй на даче в Гроссботене близ Лейпцига, там он и продолжил свои исследования.

Пример. Вычислите значение степени диссоциации и равновесную кон­центрацию ионов водорода в растворе уксусной кислоты СН₃СООН с концентрацией 0,1 моль/л, если её К_а = 1,75 · 10^–5.

Решение. Воспользуемся математическим выражением закона разбавления Оствальда:

α = = = 0,0132, или α = 1,32 %.

[Н⁺] = αс = 1,32 · 0,1 = 0,132 моль/л, или 1,32 ммоль/л.