Свойства растворов слабых электролитов

Степень диссоциации, α	• отношение числа молекул растворенного вещества (N), продиссоциировавших на ионы, к общему числу молекул (N0) этого вещества: N α = —— N0
Константа диссоциации, K	• константа равновесия процесса диссоциации; для процесса диссоциации: AmBn↔mAn+ + nBm−,   [An+]m ∙ [Bm-]n K = [AmBn]
Закон разбавления Оствальда (связь степени и константы диссоциации)	• Cм α 2 K = ——— , 1 – α или учитывая, что для слабых электролитов α<<1, получаем выражения более простого вида: K≈ Cм α 2 и   где α – степень диссоциации, K – константа диссоциации Cм – молярная концентрация раствора
Диссоциация многоосновных кислот	• в наибольшей степени протекает по первой ступени, при переходе к каждой последующей ступени степень диссоциации и константа диссоциации сильно уменьшаются: H3PO4 ó H+ + H2PO4‾ K1 = 7,5∙10-3 H3PO4 ó H+ + HPO42‾ K2 =6,3∙10-8 H3PO4 ó H+ + PO43‾ K3 =1,3∙10-12
Изотони-ческий коэффициент, i	• показывает, во сколько раз наблюдаемые на опыте осмотическое давление (P'осм.), повышение температуры кипения (Δt'кип.), понижение температуры кристаллизации (Δt'кр) данного электролита больше значений тех же величин, вычисленных без учета диссоциации:   P'осм. Δt'кип. Δt'кр i = —— = —— = —— Pосм. Δtкип. Δtкр.
Связь α и i	• i -1 α = —— , n-1   где n – число ионов, на которые распадается одна молекула электролита. Например, для KCl n=2, а для CuCl2 и K2S n=3