Учебно-методическое пособие для изучения практического курса химии

81 К сильным электролитам относятся кислоты НС1, НВr, НI, HNO 3 , H 2 SO 4 и др., основания NaOН, КОН, Ва(ОН) 2 и т.д. и почти все соли. Слабые электроли- ты – почти все органические кислоты и органические основания, HCN, H 2 S, H 2 CO 3 , NH 4 OH, вода и некоторые соли – Fe(CNS) 3 и др. Как указано, электролитическая диссоциация слабых электролитов – обрати- мый процесс, например: НСN   Н + + СN – (6.7) Применяя закон действующих масс, можно записать:       HCN СN Н К р     (6.8) Константа равновесия K p в таких случаях называется константой электро- литической диссоциации (К дис ) / (см. приложение, табл. 6, с.75). Она представ- ляет собой отношение произведения концентраций ионов к концентрации не- диссоциированных молекул электролита. Чем больше способность электролита к диссоциации, тем больше константа. Анализируя уравнение для константы диссоциации, можно заключить, что введение в раствор слабого электролита одноименных ионов понижает степень электролитической диссоциации. Для растворов электролитов справедлив закон разбавления Оствальда :        1 2 С С К дис или С К дис    1 2 (6.9) где С – концентрация электролита, распадающегося на два иона; α– степень диссоциации. Это уравнение дает возможность вычислять степень диссоциации при различ- ных концентрациях электролита, если известна его константа диссоциации.