Историята на откриването на такова интересно явление в химията като електролитна дисоциация започва през 1887 г., когато шведският химик Сванте Арениус, докато изучава електрическата проводимост на водни разтвори, предполага, че в такива разтвори веществата могат да се разпадат на заредени частици - йони. Тези йони са в движение, движейки се към електродите, както положително заредения катод, така и отрицателно заредения анод. Този процес на разлагане се нарича електролитна дисоциация, той е причината за появата на електрически ток в разтворите.
Теория на електролитната дисоциация
Класическата теория на електролитната дисоциация, разработена от откривателя S. Ahrennius заедно с W. Oswald, на първо място приема, че разпадането на молекулите на йони (самата дисоциация) се извършва под въздействието на електрически ток. Впоследствие се оказа, че това не е съвсем вярно, тъй като беше разкрито съществуването на йони във водни разтвори, независимо дали през тях преминава ток или не. Тогава Сванте Арениус формира нова теория, същността й е, че електролитите спонтанно се разпадат на йони под въздействието на разтворител. А наличието на йони създава идеални условия за електропроводимост в разтвора.
Така приблизително изглежда схематично електролитната дисоциация.
Голямото значение на електролитната дисоциация в разтворите се крие във факта, че ни позволява да опишем свойствата на киселини, основи и соли и по-нататък ще се спрем на това подробно
Електролитна дисоциация на киселини
N 3 PO 4 ⇄ N + N 2 PO- 4 (първи етап)
N 2 PO 4 ⇄ N + NPO 2 - 4 (втори етап)
N 2 PO 4 ⇄ N+ PO Z - 4 (трети етап)
Ето как изглеждат химичните уравнения за електролитна дисоциация на киселини. Примерът показва електролитната дисоциация на фосфорна киселина H 3 PO 4, която се разлага на водород H (катион) и анодни йони. Освен това, дисоциацията на много основни киселини се случва, като правило, само в първия етап.
Електролитна дисоциация на бази
Основите се различават от киселините по това, че когато се дисоциират, хидроксидните йони се образуват като катиони.
Пример за уравнение на основна химична дисоциация
KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-
Основите, които се разтварят във вода, се наричат алкали, няма толкова много от тях, главно алкални и алкалоземни основи, като LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH и Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH)2, Ra(OH)2
Електролитна дисоциация на соли
По време на електролитната дисоциация на солите се образуват метали като катиони, както и амониевият катион NH 4, а киселинните остатъци стават аниони.
(NH 4) 2 SO 4 ⇄ 2NH+ 4 + SO 2 - 4; Na 3 PO 4 ⇄ 3Na + PO 3-4
Пример за уравнение за електролитна дисоциация на соли.
Електролитна дисоциация, видео
И накрая, образователно видео по темата на нашата статия.
През 1887 г. шведският химик Арениус формулира теорията за електролитната дисоциация. Теорията обяснява защо водните разтвори на соли, киселини и основи провеждат електрически ток.
Електролитна дисоциация
Арениус, докато изследвал разтвори, забелязал, че някои от тях провеждат електрически ток. За да разберем как точно се случва това, трябва да си припомним определението за електрически ток. Това е подреденото движение на заредените частици. Следователно тези частици трябва да присъстват в разтвора.
Заредените частици, които пренасят електрически ток, са йони. Те се делят на положително заредени катиони и отрицателно заредени аниони.
Ориз. 1. Катиони и аниони във водата.
Йоните се образуват в резултат на разпадането (разцепването) на молекулите на веществата. Това може да се случи в разтвор под въздействието на водни молекули или при високи температури в стопилката. Разпадането на молекулите на йони се нарича електролитна дисоциация.
Електролити и неелектролити
Не всички вещества се разпадат на йони, когато са изложени на вода. Затова подчертават две групи вещества:
- електролити - молекулите се разпадат на йони;
- неелектролити - молекулите не се разпадат на йони.
Към електролитите сложните неорганични вещества включват:
- киселини;
- основания;
- стопилки и разтвори на соли;
- твърди соли;
- някои твърди оксиди;
- хидроксиди.
Неелектролити - повечето органични вещества. Те включват:
- алдехиди;
- кетони;
- въглеводороди;
- въглехидрати.
Същността на електролитната дисоциация е разпадането на ковалентни полярни или йонни връзки. Водните молекули привличат полярни молекули, увеличавайки полярността, и ги разбиват на йони. При топене при високи температури йоните в кристалната решетка започват да осцилират, което води до разрушаване на кристала. Ковалентните неполярни връзки, присъстващи в простите вещества, са достатъчно силни и не се разрушават от водни молекули или при нагряване.
Ориз. 2. Водните молекули образуват натриеви и хлорни йони.
Видове електролити
Електролитната дисоциация се характеризира със степента на дисоциация. Това е количество, което отразява съотношението на броя на разпадналите се молекули към общия брой молекули на веществото. Степента на дисоциация показва съотношението на молекулите на веществото, които са се разпаднали на йони. Изразява се с формулата
където n е броят на разпадналите се молекули, N е общият брой на молекулите.
Според степента на дисоциация се разграничават две групи електролити:
- силен- почти напълно се разпадат в ненаситени разтвори (силни киселини, соли, основи);
- слаб- частично се разпадат или не се разпадат (слаби киселини, слабо разтворими соли, неразтворими основи, амониев хидроксид).
Ориз. 3. Силни и слаби електролити.
Ненаситеният разтвор съдържа малка концентрация на разтворено вещество. Това означава, че към разтвора може да се добави още малко вещество.
Разпоредби на теорията
След като изучава електролитите, Арениус формулира основните принципи на теорията за електролитната дисоциация:
- веществата, когато взаимодействат с вода, се разпадат на йони - катиони и аниони;
- електрическият ток кара катионите да се движат към катода, а анионите - към анода;
- дисоциацията е обратим процес за слабите електролити.
Среден рейтинг: 4 . Общо получени оценки: 192.
Теорията на Арениус за електролитната дисоциация. Законът на Оствалд за разреждане. Степен на дисоциация, константа на дисоциация. Недостатъци на теорията на Арениус.
Теория на Арениус за електролитната дисоциация
За електролитите колигативните свойства на разтворите (понижаване на точката на замръзване, повишаване на точката на кипене, намаляване на налягането на парите на разтворителя над разтвора и осмотичното налягане) са много по-големи от съответните стойности за неелектролити. В уравнението за осмотично наляганестрВант Хоф въвежда емпиричния коефициент аз > 1, чийто физически смисъл стана ясен с появата на теорията за електролитната дисоциация:
стр= аз cRT .
Теорията за електролитната дисоциация е предложена от Арениус (1884-1887), който развива отделни твърдения на редица учени.
Основни положения на теорията на Арениус:
1. Соли, киселини, основи, когато се разтворят във вода и някои други полярни разтворители, частично или напълно се разпадат (дисоциирам) към йони. Тези йони съществуват в разтвор, независимо дали електрически ток преминава през разтвора или не. В резултат на това броят на независимо движещите се частици на разтвореното вещество е по-голям, отколкото при липса на дисоциация, а стойностите на колигативните свойства на разтворите се увеличават правопропорционално на броя на частиците. Йоните са заредени частици, които се състоят от отделни атоми или групи от атоми. Предполага се, че йоните в разтвора се държат като молекули на идеален газ, тоест не взаимодействат помежду си.
2. Наред с процеса на дисоциация в разтвора протича и обратният процес- свързване на йони в молекули. По този начин дисоциацията на молекулите в йони е непълна, следователно, като мярка за електролитна дисоциация, Арениус въвежда степента на дисоциацияа, дефиниран като фракцията от молекули, които се разпадат на йони:
а== .
За всяка обратима реакция на електролитна дисоциация
ДА СЕ н+ А н - Û н+ К z + +н – A z –
суман + + н– равен на общия бройнйони, образувани по време на дисоциацията на една молекула; връзка с коефициента на Ван Хоф аз се дава от уравнението
аз =1+( н + + н – - 1) × а=1+(н- 1) × а .
След като определи коефаз, можете да използвате това уравнение, за да изчислите степента на дисоциацияа, ако количеството е известнон.
Коефициент азпоказва колко пъти се увеличава общата моларна концентрация на частиците в разтвора поради дисоциацията на електролита. С увеличаването на разреждането коефициентът на Van't Hoff се доближава до просто цяло число (2, 3, 4- в зависимост от броя йони, образувани от една молекула на дадено вещество).
3. Дисоциацията на разтворените вещества в йони се подчинява на същите закони на химичното равновесие като другите реакции, по-специално, закона за масовото действие
K d,s = 
,
където K d, s- константа на дисоциация , изразено чрез концентрация, или т.нар класическа константа на дисоциация .
Дисоциацията на силните електролити е 100% или почти 100%, така че концентрациите на йони могат да се считат за равни на моларността на разтвореното вещество, умножена пон + (н – ):
s +=с × n + ,с -=с × n – .
Когато слабият електролит се дисоциира, се установява равновесие между недисоциираните молекули и йони. Нека да разгледаме един прост примеркогато една молекула се разпада само на два йона:
CH3COOHÛ CH 3 COO – +H +
с- ас ас ас(равновесни концентрации)
K d,s = 
=
K d,s = =
Последното равенство е най-простата форма Законът за размножаване на Оствалд (1888), тъй като количествотоV = 1/с, l/mol, се нарича разреждане.
Колкото по-голямо е K d, s, толкова по-висока е степента на дисоциация. По този начин стойността на Kd,c може да служи като мярка за силата на киселината, тоест мярка за киселинност. За електролити със средна якост (H 3 PO 4- първа стъпка, Ca (OH) 2, CHCl 2 COOH) K d, s стойностите варират от 10 –2 до 10 –4; за слаби електролити (CH 3 COOH, N H 4 OH) K d, s = 10 –5- 10 –9; atK d,s < 10–10 електролит се счита за много слаб (H 2 O, C 6 H 5 OH, C 6 H 5 N H 2, HCN).
Познавайки константата на дисоциация, степента на дисоциация може да се изчисли в зависимост от концентрацията на електролита. Решаване на квадратно уравнение и отчитане на товаа> 0, получаваме
.
Както следва от това уравнение, при спазване на K d, s>> 4с , а® 1, тоест електролитът става напълно дисоцииран. От друга страна, при малки K d,s (обикновено< 10 –5) и при не много ниски концентрации, когато K d, s<< 4с, размераможе да се пренебрегне в сравнение с 1 в знаменателя на закона за разреждане на Оствалд и формулите приемат формата
K d,s =а 2 s; а= .
Горните зависимости са приложими само за разтвори на симетрични бинарни електролити (тоест, ако една електролитна молекула произвежда един катион и един анион). Ако електролитът се разпадне на повече от два йона, тогава зависимостта на K d, c отастава по-сложно:
Sa Cl2Û Ca 2+ +2Cl –
с (1-а) а s2 ас
K d,s = ==
|
|
|
|
Ориз. 22. Зависимост на степента на дисоциация на слаб електролитавърху неговата концентрацияс |
Ориз. 23. Зависимост на константата на дисоциация и степента на дисоциация на слаб електролит от температурата |
Степен на дисоциацияа, и следователно и K d, s също зависят от температурата, зависимостта преминава през максимум (виж фиг. 23). Това може да се обясни с влиянието на две противоположно насочени влияния. От една страна, всяка дисоциация възниква с поглъщането на топлина и следователно с повишаване на температурата равновесието трябва да се измести към по-голяма дисоциация. От друга страна, с повишаване на температурата диелектричната константа на водата, която служи като разтворител, намалява и това насърчава повторното обединяване на йони. Kd,c е максимално при това T, при което влиянието на втория фактор започва да преобладава. Обикновено промяната в K d, s с увеличаване на T е малка.
Зависимостта на Kd,c от температурата се описва от изобарното уравнение на Ван Хоф:G o = RT вътре K d, s.
Теорията на електролитната дисоциацияпредложен от шведския учен С. Арениус през 1887г.
Електролитна дисоциация- това е разпадането на електролитни молекули с образуването на положително заредени (катиони) и отрицателно заредени (аниони) йони в разтвора.
Например, оцетната киселина се дисоциира така във воден разтвор:
CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .
Дисоциацията е обратим процес. Но различните електролити се дисоциират по различен начин. Степента зависи от естеството на електролита, неговата концентрация, естеството на разтворителя, външните условия (температура, налягане).
Степен на дисоциация α -съотношението на броя на молекулите, разпаднати на йони, към общия брой молекули:
α=v´(x)/v(x).
Степента може да варира от 0 до 1 (от липса на дисоциация до пълно завършване). Посочва се като процент. Определя се експериментално. Когато електролитът се дисоциира, броят на частиците в разтвора се увеличава. Степента на дисоциация показва силата на електролита.
Разграничете силенИ слаби електролити.
Силни електролити- това са тези електролити, чиято степен на дисоциация надвишава 30%.
Електролити със средна сила- това са тези, чиято степен на дисоциация варира от 3% до 30%.
Слаби електролити- степента на дисоциация във воден 0,1 М разтвор е по-малка от 3%.
Примери за слаби и силни електролити.
Силните електролити в разредени разтвори напълно се разпадат на йони, т.е. α = 1. Но експериментите показват, че дисоциацията не може да бъде равна на 1, тя има приблизителна стойност, но не е равна на 1. Това не е истинска дисоциация, а привидна.
Например, нека някаква връзка α = 0,7. Тези. според теорията на Арениус 30% от недисоциираните молекули „плуват“ в разтвора. И 70% образуват свободни йони. И електростатичната теория дава друга дефиниция на тази концепция: ако α = 0,7, тогава всички молекули са дисоциирани на йони, но йоните са само 70% свободни, а останалите 30% са свързани чрез електростатични взаимодействия.
Явна степен на дисоциация.
Степента на дисоциация зависи не само от природата на разтворителя и разтвореното вещество, но и от концентрацията на разтвора и температурата.
Уравнението на дисоциацията може да бъде представено по следния начин:
AK ⇄ A- + K + .
А степента на дисоциация може да се изрази, както следва:
С увеличаване на концентрацията на разтвора степента на електролитна дисоциация намалява. Тези. градусната стойност за определен електролит не е постоянна стойност.
Тъй като дисоциацията е обратим процес, уравненията за скоростта на реакцията могат да бъдат записани, както следва:
Ако дисоциацията е равновесна, тогава скоростите са равни и в резултат получаваме равновесна константа(константа на дисоциация):
K зависи от природата на разтворителя и температурата, но не зависи от концентрацията на разтворите. От уравнението става ясно, че колкото повече недисоциирани молекули има, толкова по-ниска е стойността на електролитната константа на дисоциация.
Многоосновни киселинидисоциират стъпаловидно и всяка стъпка има своя собствена константна стойност на дисоциация.
Ако многоосновната киселина се дисоциира, тогава първият протон се отстранява най-лесно, но с увеличаване на заряда на аниона привличането се увеличава и следователно протонът се отстранява много по-трудно. Например,
Константите на дисоциация на ортофосфорната киселина на всеки етап трябва да варират значително:
I - етап:
II - етап:
III - етап:
На първия етап ортофосфорната киселина е киселина със средна сила, а на 2-ри етап е слаба, на 3-ти етап е много слаба.
Примери за константи на равновесие за някои електролитни разтвори.
Да разгледаме един пример:
Ако метална мед се добави към разтвор, съдържащ сребърни йони, тогава в момента на равновесие концентрацията на медни йони трябва да бъде по-голяма от концентрацията на сребро.
Но константата има ниска стойност:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Което предполага, че до достигането на равновесие много малко сребърен хлорид се е разтворил.
Концентрациите на метална мед и сребро са включени в равновесната константа.
Йонно произведение на вода.
Таблицата по-долу съдържа следните данни:
Тази константа се нарича йонен продукт на вода, което зависи само от температурата. Според дисоциацията има един хидроксиден йон на 1 H+ йон. В чиста вода концентрацията на тези йони е същата: [ з + ] = [ОХ - ].
Оттук, [ з + ] = [ОХ- ] = = 10-7 mol/l.
Ако добавите към водата чуждо вещество, например солна киселина, концентрацията на водородни йони ще се увеличи, но йонният продукт на водата не зависи от концентрацията.
И ако добавите алкали, концентрацията на йони ще се увеличи и количеството водород ще намалее.
Концентрацията и са взаимосвързани: колкото по-голяма е едната стойност, толкова по-малка е другата.
Киселинност на разтвора (рН).
Киселинността на разтворите обикновено се изразява чрез концентрацията на йони H+.В кисела среда pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, в алкална - pH> 10 -7 mol/l.
Киселинността на разтвора се изразява чрез отрицателния логаритъм на концентрацията на водородни йони, т.е. pH.
pH = -lg[ з + ].
Връзката между константата и степента на дисоциация.
Помислете за пример за дисоциация на оцетна киселина:
Нека намерим константата:
Моларна концентрация C=1/V, заместете го в уравнението и получете:
Тези уравнения са Закон за размножаване на В. Оствалд, според който константата на дисоциация на електролита не зависи от разреждането на разтвора.
Теорията на Арениус включва следните основни положения:
При разтваряне молекулите на неорганични и органични киселини, хидроксиди и соли се разпадат (дисоциират) на йони:
HCl H + + Cl –
NaOH 
Na + + OH –
K2SO4 
2K + + SO 4 2–
Йоните са заредени частици, които са съставени от отделни атоми, или група атоми, или група атоми. Предполага се, че йоните в разтвор се държат като молекули на идеален газ, т.е. Не общувам помежду си.
Физическите причини, които водят до дисоциация, не се разглеждат в теорията на Арениус. Въпросът защо заредените частици, които трябва да се подчиняват на законите на електростатиката, не взаимодействат помежду си в разтвор, също не беше обсъден.
Дисоциацията на молекулите в йони е непълна, т.е. не всички електролитни молекули, а само определена част от тях α, наречена степен на дисоциация, се разпадат на йони. Степента на дисоциация, свързана с коефициента на van't Hoff чрез връзката:
α =
(1.1)
където n е броят на йоните, на които се разпада една електролитна молекула.
Всички качествени промени, наблюдавани в електролитни разтвори с увеличаване или намаляване на концентрацията, се свързват от теорията на електролитната дисоциация с промяна в степента на дисоциация.
Степента на електролитна дисоциация се счита от тази теория за една от основните количествени характеристики на електролитен разтвор.
Съществува равновесие между йоните и молекулите в разтвора. Законът за масовото действие се прилага към процеса на електролитна дисоциация и втората количествена характеристика на електролита е константата на дисоциация.
Неговата връзка със степента на дисоциация може да се разгледа на примера на бинарен електролит MA, който се дисоциира според уравнението:
MA 
M + + A –
и тъй като C MA = C - C α " = C (1-α),
а, 
, тогава константата на електролитна дисоциация K съгласно теорията на Арениус трябва да бъде заменена със следния израз:
K d = 
(1.2)
Това уравнение е получено от W. Ostwald и изразява същността на неговия закон за разреждане, тъй като реципрочната стойност на моларната концентрация υ = 1/C се нарича разреждане.
Според теорията на Арениус константата Kd за даден електролит е постоянна и, за разлика от степента на дисоциация, не трябва да зависи от концентрацията и се определя основно от природата на електролита. Следователно, използвайки уравнение (1.2), е възможно да се изчисли степента на електролитна дисоциация в зависимост от концентрацията на електролита.
Решавайки квадратното уравнение и като вземем предвид, че α>0, получаваме:
α =
(1.3)
И както следва от уравнение (1.3), като C → 0 или K → ∞, α → 1, т.е. електролитът става напълно дисоцииран.
От друга страна, при малки константи на дисоциация и при не много ниски концентрации на електролит, когато K 2<< 4КС
α ≈
(1.4)
Съотношения (1.2) и (1.4) са приложими само за бинарни електролити.
4.1.3 Йонно равновесие в електролитни разтвори
Теорията на Арениус направи възможно обяснението на много химични характеристики на електролитните разтвори.
На негова основа е дадено първото научно определение от понятията „киселина“ и „основа“, според които киселината (НА) е водородсъдържащо съединение, при дисоциация на което се образуват водородни йони, а основата е съединение (MON), при дисоциацията на което се образуват хидроксилни йони
HA 
н+ + A –
МЗ 
М + + ОХ –
Това даде възможност да се разглежда реакцията на неутрализация като процес на взаимодействие между водородни йони на киселина и хидроксиден йон на основа с образуването на вода и в разредени разтвори на силни киселини и силни основи, за които пълното им разпадане има е установено, че се характеризира с постоянен топлинен ефект, независимо от естеството на киселините и основите.
За процесите на дисоциация на киселина NA и основа MOH, законът на Осуалд може да бъде записан във формата (1.2), където K d означава така наречената концентрационна константа на киселината (KA) или основата (K B)
K A = 
(1.5)
K V = 
(1.6)
Стойността им се определя от равновесните концентрации. Тъй като константите обикновено имат доста големи числени стойности, е удобно да ги напишете в логаритмична скала:
pK A = - log K A
рК В = - log K В (1.7)
Концепцията за равновесна константа може директно да се приложи към разтворители, чиито молекули са способни да се разпадат на йони. Например концентрацията на равновесната константа на реакцията на дисоциация на водата: H 2 O 
N + + ОХ -
K D = 
(1.8)
Но тъй като много малка част от водните молекули се разпада на йони, можем да приемем, че концентрацията на водата е почти постоянна, тогава получаваме:
=
(1.9)
Къде, постоянно 
, който зависи от температурата, се нарича йонен продукт на водата. При 20-25 0 С
Р 
= - дневник 
≈ 14
Следователно при тази температура концентрациите на водородни йони и хидроксидни йони в чиста вода, както и във всеки воден електролитен разтвор, който има неутрална реакция, са равни на 10 -7 mol/l. Концентрацията на водородни йони също обикновено се изразява в логаритмична скала, обозначавайки логаритъма на концентрацията на водородни йони, взет със знак минус, със символа за pH.
pH = - log 
Наличието, макар и много малки, концентрации на йони, образувани по време на дисоциацията на разтворителя, води до тяхното взаимодействие с йоните на веществата, разтворени в даден разтвор, и възникването на нови йонни равновесия. Това явление най-общо се нарича солволиза, и ако разтворителят е вода, тогава хидролиза.
За сол на слаба киселина и силна основа реакцията на хидролиза протича съгласно уравнението A - + H 2 O 
HA + OH - и се характеризира с константата на хидролиза.
K G = 
(1.10)
Тъй като 
= конст. Използвайки уравнения (1.5.) и (1.9), можем да запишем
K G = 
(към теб) (1.11)
Уравнение (1.11) показва, че колкото по-слаба е киселината, толкова по-голяма е хидролизната константа. Подобно съотношение може да се получи при хидролизата на сол на силна киселина и слаба основа. Уравнението на хидролизата има формата
М++Н2О 
MON + OH +
и константата на хидролиза
K G = 
(основен) (1.12)
Поради пристрастяване 
С повишаване на температурата константите на хидролиза се увеличават значително.
Трябва също да се отбележи, че в първия случай разтворът ще има алкална реакция (рН > 7), а във втория случай разтворът ще има кисела реакция (рН< 7).
От горното става ясно, че ако сол на силна киселина и силна основа се разтворят във вода, неутралната реакция на средата трябва да остане.
Разтвори, съдържащи слаби киселини и соли, образувани от тези киселини и силни основи, или съдържащи слаби основи и соли, образувани от тези основи и силни киселини, имат забележителното свойство да издържат на промени в pH, когато към тях се добавят киселини или основи. Това свойство се нарича буферно свойство на разтворите, и решенията, които го притежават – буферни разтвори.
Помислете за воден разтвор, съдържащ оцетна киселина и натриев ацетат. Добавете силна основа, като натриев хидроксид, към този разтвор. Ще се получи реакция на неутрализация на NaOH със слаба киселина.
CH 3 COOH + Na + + OH – = CH 3 COO – + Na + + H 2 O
Поради това киселинността на разтвора ще остане практически непроменена или ще се промени многократно по-малко, отколкото ако добавим NaOH към разтвор на натриев ацетат.
Ако към буферния разтвор се добави силна киселина, например HCl, ще настъпи реакция с натриев ацетат
CH 3 COOH – + Na + + H + + Сl – = CH 3 COOH + Na + +Сl –
с образуването на недисоциирани молекули на оцетна киселина, т.е. с абсорбцията на водородни йони.
Промяната в концентрацията на водородни йони в буферния разтвор в резултат на добавянето на киселинен или алкален реагент може да се изчисли, както следва.
Запишете константата на равновесие на оцетната киселина
K k = 
(1.13)
В това уравнение концентрацията на недисоциирани молекули на много слабо дисоциирана оцетна киселина е практически равна на аналитичната концентрация на киселината (Sk), а концентрацията на ацетатни йони е равна на аналитичната концентрация на напълно дисоцииращ натриев ацетат (Sc). Тогава
=
(1.14)
Подобни статии
