Закон разведения Оствальда

Закон разведения Оствальда

Закон разведения Оствальда описывает зависимость степени диссоциации слабых электролитов от концентрации их растворов и играет ключевую роль в понимании поведения таких веществ в растворах. Он основан на предположении о подчинении равновесия процесса диссоциации законам действующих масс.

Для слабых электролитов процесс диссоциации описывается обратимой реакцией:

AB ⇌ A+ + B−

Если исходная концентрация электролита равна C, а степень диссоциации — α, то равновесные концентрации будут следующими:

  • концентрация недиссоциированных молекул: C(1 − α);
  • концентрация ионов A+: Cα;
  • концентрация ионов B−: Cα.

Равновесная константа процесса диссоциации, называемая константой диссоциации Kd, определяется выражением:

$$ K_d = \frac{C\alpha^2}{1 - \alpha} $$

Это уравнение и есть математическая формулировка закона разведения Оствальда.

Интерпретация уравнения

  • Слабые электролиты характеризуются малыми значениями α (обычно менее 5–10 %). В таких случаях в знаменателе уравнения можно пренебречь α по сравнению с единицей, что приводит к приближённому выражению:

Kd ≈ Cα2

Отсюда:

$$ \alpha \approx \sqrt{\frac{K_d}{C}} $$

Таким образом, степень диссоциации обратно пропорциональна квадратному корню из концентрации раствора.

  • Разбавление раствора приводит к уменьшению концентрации C, что вызывает рост α. При достаточно сильном разбавлении слабый электролит может диссоциировать почти полностью.

Значение константы диссоциации

Константа диссоциации Kd — величина, зависящая только от природы электролита и температуры. Она не изменяется при изменении концентрации раствора, но напрямую определяет, насколько электролит склонен к диссоциации:

  • чем больше Kd, тем сильнее выражено электролитическое разложение;
  • для сильных электролитов Kd очень велико, поэтому они практически полностью диссоциируют в водных растворах и закон Оствальда к ним не применим;
  • для слабых электролитов закон позволяет количественно описывать изменения степени диссоциации при разбавлении.

Ограничения применения

Закон разведения Оствальда хорошо описывает поведение слабых электролитов только в достаточно разбавленных растворах. При увеличении концентрации начинают проявляться следующие факторы:

  • межионные взаимодействия, приводящие к отклонениям от идеальности;
  • отклонения от закона действующих масс;
  • необходимость учитывать активность ионов вместо их формальной концентрации.

Для концентрированных растворов используются более сложные подходы, включающие активность ионов и теорию Дебая–Хюккеля.

Практическое значение

Закон разведения Оствальда применяется:

  • при определении констант диссоциации слабых кислот и оснований экспериментальным путём;
  • для расчётов pH слабых электролитов и их буферных растворов;
  • в химической термодинамике и аналитической химии при количественном анализе слабых электролитов;
  • для обоснования различий в силе кислот и оснований.

Закон служит важной теоретической основой для понимания различий между сильными и слабыми электролитами и подтверждает, что степень диссоциации зависит не только от природы вещества, но и от условий раствора, прежде всего от концентрации.

Оглавление