что такое молярная концентрация эквивалента

Способы выражения концентрации

Существует множество способов измерить концентрацию раствора. Это так называемые способы выражения концентрации раствора.

Концентрация раствора — это количество вещества, находящегося в единице объема или массы раствора.

Что такое раствор

Среди окружающих нас веществ, лишь немногие представляют собой чистые вещества. Большинство являются смесями, состоящими из нескольких компонентов, которые могут находиться в одном или различных фазовых состояниях.

Смеси, имеющие однородный состав являются гомогенными, неоднородный состав – гетерогенными.

Иначе, гомогенные смеси, называют растворами, в которых одно вещество полностью растворяется в другом (растворителе). Растворитель – это тот компонент раствора, который при образовании раствора сохраняет свое фазовое состояние. Он обычно находится в наибольшем количестве.

Существуют растворы газовые, жидкие и твердые. Но более всего распространены жидкие растворы, поэтому, в данном разделе, именно на них мы сосредоточим свое внимание.

Концентрацию раствора можно охарактеризовать как:

Качественная концентрация характеризуется такими понятиями, как разбавленный и концентрированный раствор.
С этой точки зрения растворы можно классифицировать на:

Количественная концентрация выражается через молярную, нормальную (молярную концентрацию эквивалента), процентную, моляльную концентрации, титр и мольную долю.

Способы выражения концентрации растворов

Молярная концентрация растворов (молярность)

Раствор называют молярным или одномолярным, если в 1 литре раствора растворено 1 моль вещества, децимолярным – растворено 0,1 моля вещества, сантимолярным — растворено 0,01 моля вещества, миллимолярным — растворено 0,001 моля вещества.

Термин «молярная концентрация» распространяется на любой вид частиц.

Вместо обозначения единицы измерения — моль/л, возможно такое ее обозначение – М, например, 0,2 М HCl.

Молярная концентрация эквивалента или нормальная концентрация растворов (нормальность).

Понятие эквивалентности мы уже вводили. Напомним, что эквивалент – это условная частица, которая равноценна по химическому действию одному иону водорода в кислотоно-основных реакциях или одному электрону в окислительно – восстановительных реакциях.

Например, эквивалент KMnO₄ в окислительно – восстановительной реакции в кислой среде равен 1/5 (KMnO₄).

Еще одно необходимое понятие — фактор эквивалентности – это число, обозначающее, какая доля условной частицы реагирует с 1 ионом водорода в данной кислотоно-основной реакции или с одним электроном в данной окислительно – восстановительной реакции.

Он может быть равен 1 или быть меньше 1. Фактор эквивалентности, например, для KMnO₄ в окислительно – восстановительной реакции в кислой среде составляет f_экв(KMnO₄) = 1/5.

Следующее понятие – молярная масса эквивалента вещества х. Это масса 1 моля эквивалента этого вещества, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества х:

Молярная концентрация эквивалента (нормальность) определяется числом молярных масс эквивалентов на 1 литр раствора.

Для обозначения нормальной концентрации допускается сокращение «н» вместо «моль/л».

Процентная концентрация раствора или массовая доля

Массовая концентрация показывает сколько единиц массы растворенного вещества содержится в 100 единицах массы раствора.

Это отношение массы m(х) вещества x к общей массе m раствора или смеси веществ:

Массовую долю выражают в долях от единицы или процентах.

Моляльная концентрация раствора

Моляльная концентрация раствора b(x) показывает количество молей n растворенного вещества х в 1 кг. растворителя m. Единица измерения моляльной концентрации — моль/кг :

Титр раствора

Титр раствора показывает массу растворенного вещества х, содержащуюся в 1 мл. раствора. Единица измерения титра — г/мл:

Мольная или молярная доля

Мольная или молярная доля α(х) вещества х в растворе равна отношению количества данного вещества n(х) к общему количеству всех веществ, содержащихся в растворе Σn:

Между приведенными способами выражения концентраций существует взаимосвязь, которая позволяет, зная одну единицу измерения концентрации найти (пересчитать) ее в другие единицы. Существуют формулы, позволяющие провести такой пересчет, которые, в случае необходимости, вы сможете найти в сети. В разделе задач показано, как произвести такой пересчет, не зная формул.

Пример перевода процентной концентрации в молярную, нормальную концентрацию, моляльность, титр

Решение.

1. Рассчитать молярную массу FeSO₄:

M (FeSO₄) = 56+32+16·4 = 152 г/моль

2. Рассчитать молярную массу эквивалента:

М_э = f_экв· М(FeSO₄) = 1/2·152 = 76 г/моль

3. Найдем m раствора объемом 2 л

4. Найдем массу 2 % раствора по формуле:

m(FeSO₄) = 0,02·2,06 = 0,0412 кг = 41,2 г

5. Найдем молярность, которая определяется как количество молей растворенного вещества в одном литре раствора:

n = m/М

n = 41,2/152 = 0,27 моль

С_м = n/V

С_м = 0,27/2 = 0,135 моль/л

6. Найдем нормальность:

n_э = 41,2/76 = 0,54 моль

С_н = 0,54/2 = 0,27 моль/л

7. Найдем моляльность раствора. Моляльная концентрация равна:

b (x) = n(x)/m

Масса растворителя, т.е. воды в растворе равна:

m_H2O = 2,06-0,0412 = 2,02 кг

b (FeSO₄) = n(FeSO₄)/m = 0,27/2,02 = 0,13 моль/кг

8. Найдем титр раствора, который показывает какая масса вещества содержится в 1 мл раствора:

Т(х) = m (х)/V

Т(FeSO₄) = m (FeSO₄)/V = 41,2/2000 = 0,0021 г/мл

Источник

Молярная концентрация эквивалента

Эквивалент – это реальная или условная частица, которая может присоединять или высвобождать один ион водорода в кислотно-основных реакциях или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях. Единицей количества вещества эквивалента является моль – n _экв(B).

Фактор эквивалентностиf_экв(В) – число, показывающее, какая доля реальной частицы вещества В эквивалентна одному иону H + в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции. Фактор эквивалентности – безразмерная величина, f_экв £ 1. Его рассчитывают из формулы кислоты, основания, соли, кристаллогидрата или по стехиометрии указанной реакции.

.

Например, f_экв(HCl) = 1, f_экв(H₂SO₄) = 1/2, f_экв(H₃PO₄) =1/3. Но если многоосновная кислота в конкретной реакции проявляет себя как одноосновная кислота или двухосновная, то f_экв ее будет меняться.

.

.

Молярная масса эквивалентов вещества М_экв(В)– это масса моля эквивалентов вещества В. Она равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества В:

.

Например: M_экв(H₂SO₄) = 98 г/моль ´ 1/2 = 49 г/моль.

Молярная концентрация эквивалента С_экв(В)или упрощенно
C_экв – это отношение количества вещества эквивалента n_экв(В) к объему раствора (V) в литрах, т.е. количество вещества эквивалента, находящееся в 1 литре раствора:

Если объем раствора измеряется в миллилитрах, то

.

Молярная концентрация и молярная концентрация эквивалента связаны между собой соотношением: C_В = C_экв ´ f_экв(В).

Старое обозначение C_экв – N (нормальность). Например, запись: 0,1N означает, что в 1 л раствора содержится 0,1 моль-эквивалентов растворенного вещества.

Моляльная концентрация раствора

Моляльная концентрация вещества В в растворе (символ С_М, единица измерения моль/кг) – это отношение числа молей растворенного компонента к массе растворителя, выраженному в килограммах, т.е. количество вещества, содержащееся в килограмме растворителя:

;

Титр раствора

Титр раствора вещества В(символ Т, единица г/мл) – это отношение массы вещества к объему раствора, т.е. это масса вещества в граммах, содержащаяся в 1 мл раствора:

.

Все виды концентраций пропорциональны друг другу, следовательно, можно от одного способа выражения концентрации перейти к другому. Так, например:

;

;

.

Обучающие задачи

Задача 1. Навеску 5,63 г KBr растворили в 150 г воды, плотность полученного раствора r = 1,14 г/мл. Рассчитайте С_В, С_экв, Т и С% полученного раствора.

Задача 2. Определите навеску соли и массу воды, необходимые для приготовления 500 мл 0,85%-го раствора NaCl (r = 1,005 г/мл).

1. Находим массу раствора:

m_р-ра = 1,005 г/мл × 500 мл = 502,5 г.

2. Определяем массу NaCl, необходимую для приготовления 502,5 г раствора:

3. Находим массу воды, необходимую для приготовления раствора:

Задача 3. Сколько миллилитров 36%-го HCl c r = 1,18 г/мл нужно взять, чтобы приготовить 200 мл раствора с С_экв = 0,1 моль/л?

1. Определяем массу чистой HCl в 200 мл раствора:

2. Рассчитаем массу 36%-го раствора HCl, который содержит 0,73 г чистой HCl:

3. Определяем объем 36%-го раствора HCl:

.

Отмеряем цилиндром 1,72 мл 36%-го раствора HCl, помещаем в мерную колбу на 200 мл и доливаем до метки водой, закрываем колбу и тщательно перемешиваем раствор. Получаем раствор HCl с концентрацией С_экв = 0,1 моль/л.

Задача 4. Какой объем 35%-го раствора H₂SO₄ (r = 1,35 г/мл) нужно взять, чтобы приготовить 250 мл раствора с Т = 0,005 г/мл?

1. Определяем массу безводной H₂SO₄ в 500 мл раствора:

.

2. Рассчитываем объем 35%-го раствора, который содержит 1,25 г безводной H₂SO₄:

.

Задача 5. В техническом KОН содержание основного вещества составляет 92 %. Сколько граммов технического KОН надо взять для приготовления 250 мл раствора с концентрацией С_экв = 0,1 моль/л?

1. Определяем молярную массу эквивалента KОН:

.

2. Определяем массу KОН в 250 мл раствора, который необходимо приготовить:

.

3. Расчитываем навеску технического KОН, содержащего 8 % примесей:

.

Помещают навеску 1,5217 г KOH в мерную колбу на 250 мл, растворяют, доливают водой до метки и перемешивают раствор. Получают раствор KOH с приблизительной концентрацией C_экв = 0,1 моль/л.

Вопросы для самоконтроля

1. Основные понятия: раствор, растворенное вещество, растворитель, эквивалент, фактор эквивалентности.

2. Основные способы выражения концентраций растворов: массовая доля, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента, титр, моляльная концентрация раствора.

4.1.4. Домашнее задание № 4

Решите задачу приготовления раствора заданной концентрации.

Задание 1.Рассчитайте массу соли и объем воды, необходимые для получения 250 мл раствора с заданной молярной концентрацией (С_B, моль/л) (см. свой вариант в табл. 9).

Задание 2.Рассчитайте массовую долю (в %), молярную концентрацию эквивалента, моляльную концентрацию и титр этого раствора.

Задание 3.Рассчитайте ионную силу раствора, в котором содержится соль, указанная в вашем варианте (табл. 9) и BaCl₂ c концентрацией 0,25 моль/кг.

4.2. КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ.
МЕТОД НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

Теоретическая часть

Метод нейтрализации позволяет по результатам титрования определить точную концентрацию компонента кислотного или основного характера в исследуемом растворе и вычислить его содержание в граммах. В основе метода лежит реакция нейтрализации между кислотой и основанием, кислотой и основной солью, основанием и кислой солью и др., т.е. реакция взаимодействия гидратированных ионов Н + и ОН – : Н + + ОН – → Н₂О.

Теоретической основой метода является закон эквивалентов: массы реагирующих веществ пропорциональны их молярным массам эквивалентов:

,

где m_{кислоты} и m_{основания} – массы реагирующих веществ кислотно-основного характера, г; М_экв – молярные массы эквивалентов взаимодействующих веществ, г/моль; М_экв(В) = M(В) × f_экв.

Следствие из закона эквивалентов позволяет оперировать объемами реагирующих веществ:

где С_экв –молярные концентрации эквивалентов реагирующих веществ, моль/л; V – объемы растворов реагирующих веществ, мл.

В качестве рабочих растворов в методе нейтрализации используют:

1) титрованный раствор HCl (или H₂SO₄) C_экв = 0,1 или 0,01 моль/л;

2) титрованный раствор NaOH (или KOH) C_экв = 0,1 или
0,01 моль/л;

3) установочный раствор буры (Na₂B₄O₇×10H₂O) (для установления титра кислоты);

4) установочный раствор щавелевой кислоты H₂C₂O₄×2H₂O (для установления титра щелочи).

Для установления точки эквивалентности в реакции нейтрализации используют индикаторы (метиловый оранжевый, фенолфталеин и др.). Например, для определения концентрации соляной кислоты в исследуемом растворе (С_экв(HCl)) точный объем исследуемого раствора
(5 или 10 мл) переносят пипеткой в колбу для титрования и титруют из бюретки титрованным раствором щелочи с С_экв = 0,1 моль/л до достижения эквивалентной точки, которая определяется по изменению цвета индикатора. Зная объем исследуемого раствора кислоты (V_{исслед.к-ты}), С_экв(NaOH), экспериментально определив V(NaOH), определяют С_экв(HCl):

.

содержание компонента кислотного или основного характера в определенном объеме раствора в граммах можно определить:

б) , г – масса в объеме (V), выраженном в мл.

Зная С_экв, всегда можно выразить концентрацию вещества в виде С(В), С_м, С% и Т.

Обучающие задачи

Задача 1. Сколько граммов натрия тетрабората (буры) –
Na₂B₄O₇ 10H₂O надо взять, чтобы приготовить 250 мл С_экв = 0,1 моль/л раствора для установления точной концентрации раствора HCl?

Запишем уравнения процесса нейтрализации буры соляной кислотой, учитывая, что натрия тетраборат подвергается в воде гидролизу с образованием NaOH, который затем вступает в реакцию с HCl:

а)

1. Определяем молярную массу эквивалента Na₂B₄O₇ × 10H₂O, учитывая, что:

2. Рассчитывают массу буры, необходимую для приготовления
250 мл раствора:

Взвешивают вычисленную навеску на аналитических весах, помещают ее в мерную колбу на 250 мл, растворяют и доливают водой до метки, закрывают пробкой и перемешивают. Получают 250 мл С_экв =
= 0,1 моль/л раствора буры точной концентрации. Этот раствор называют в количественном объемном анализе «установочным» или «приготовленным» раствором, т.е. раствором с концентрацией, рассчитанной по точной навеске.

Задача 2. Определите молярную концентрацию эквивалента (С_экв), титр, поправочный коэффициент (K) раствора HCl, если на титрование 10 мл его затрачено 10,4 мл C_экв = 0,1 моль/л раствора буры?

1. Запишем уравнения реакций гидролиза и нейтрализации, в которые вступает натрия тетраборат:

2. Расчитаем молярную концентрацию эквивалента С_экв раствора HCl по следствию закона эквивалентов:

.

3. Определяем молярную массу эквивалента НСl:

М_экв(НСl) = М(НСl) × f_экв(НСl) = 36,5 г/ моль × 1=36,5 г/ моль.

4. Определяем титр раствора HCl:

.

5. Определяем поправочный коэффициент:

.

Задача 3. Вычислить граммовое содержание NaOH в 250 мл и титр рабочего раствора NaOH, если на титрование 10 мл этого раствора было израсходовано 8,5 мл щавелевой кислоты (H₂C₂O₄ × 2H₂O) с С_экв =
= 0,1 моль/л

1. Записываем уравнение реакции нейтрализации:

2. Определяем фактор эквивалентности, молярную массу эквивалента H₂C₂O₄×2H₂O и NaOH:

.

3. Определяем С_экв раствора NaOH:

;

.

4. Определяем титр раствора NaOH:

.

5. Определяют граммовое содержание NaOH в 250 мл раствора:

m = V × T= 250 × 0,0034 = 0,85 г.

Задача 4. В колбе на 250 мл растворили 1 г технического реактива NaOH, на титрование 10 мл этого раствора пошло 8 мл раствора HCl с С_экв = 0,1 моль/л, поправочный коэффициент K(C_экв) = 0,95. Определить массовую долю (в %) NaOH в навеске.

1. Записываем уравнение реакции нейтрализации:

HCl + NaOH = NaCl + H₂O.

2. Определяем молярные массы эквивалентов веществ, вступающих в реакцию:

М_экв(HCl) = 36,5 г/моль; М_экв(NaOH) = 40 г/моль.

3. Определяем практическую молярную концентрацию эквивалента (C_экв) раствора HCl, зная поправочный коэффициент:

.

4. Расcчитываем С_экв раствора NaOH:

.

5. Определяем граммовое содержание NaOH в 250 мл раствора:

;

.

6. Определяем массовую долю (С%) NaOH (в %) в исследуемом образце:

,

т.е. в техническом образце содержится 76 % химически чистого NaOH.

Задача 5. Сколько граммов KОН оттитровывается 8 мл HCl с С_экв(HCl)_теор = 0,1 моль/л K(С_экв) = 0,98?

1. Записываем уравнение реакции и определяем молярные массы эквивалентов реагирующих веществ:

KОН + HCl = KCl + H₂O;

М_экв(KОН) = М(KОН) × f_экв(KОН) = 56 г/моль × 1 = 56 г/моль;

М_экв(HCl) = М(HCl) × f_экв(HCl) = 36,5 г/моль × 1 = 36,5 г /моль.

2. Определяем практическую молярную концентрацию эквивалента раствора KОН:

3. Определяем содержание в граммах HCl в 8 мл раствора:

4. Определяем массу KОН, пошедшую на реакцию с HCl по закону эквивалентов:

4.2.3. Домашнее задание № 5

Задание 1.Рассчитайте, сколько граммов HCl оттитровываются раствором NaOH с заданными значениями С_экв и объмом (см. свой вариант в табл. 10)

Лабораторная работа № 4

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ
КОНЦЕНТРАЦИИ. ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ МЕТОД

Цель работы. Приобретение практических навыков в приготовлении растворов различной концентрации, в использовании титриметрического метода анализа для определения точной концентрации исследуемого раствора.

Опыт 1. Приготовление 30 г водного раствора кристаллогидрата натрия карбоната с массовой долей 15 %

Задание. Рассчитайте массу кристаллогидрата натрия карбоната Na₂CO₃·10H₂O, которую необходимо взять для приготовления 30 г раствора с массовой долей 15 % в пересчете на безводную соль Na₂CO₃. Рассчитайте массу воды, необходимую для приготовления 30 г этого раствора. Все вычисления приведите в своем отчете (оформите задачей). Сделайте вывод (укажите, какими должны быть навеска кристаллогидрата соли и объем воды для приготовления раствора).

Выполнение опыта. Взвесьте на лабораторных технических весах навеску кристаллогидрата соли, которую получили в результате расчета, и количественно перенесите ее в стаканчик емкостью 50 мл. Мерным цилиндром отмерьте количество воды, которое необходимо для приготовления 30 г раствора. Влейте воду в станчик с солью (воду необходимо приливать постепенно, все время перемешивая раствор).

Опыт 2. Приготовление 100 мл водного раствора кристаллогидрата хлорида железа (III) концентрацией С_экв = 0,5 моль/л

Задание. Рассчитайте навеску кристаллогидрата железа (III) хлорида FeCl₃·6H₂O, которую необходимо взять для приготовления 100 мл раствора с концентрацией С_экв= 0,5 моль/л. Все вычисления приведите в своем отчете (оформите задачей). Сделайте вывод (укажите, какими должны быть навеска кристаллогидрата соли и объем воды для приготовления раствора).

Выполнение опыта. Взвесьте на лабораторных технических весах навеску кристаллогидрата и перенесите ее через воронку в мерную колбу на 100 мл. Ополаскивание воронки водой продолжайте до тех пор, пока вся навеска соли не будет перенесена в мерную колбу. Раствор в колбе должен при этом занимать примерно две третьих части ее объема. Если все кристаллы соли растворились, перемешайте раствор круговыми движениями колбы и после этого долейте его до метки дистиллированной водой. Закройте колбу пробкой и снова перемешайте раствор, переворачивая колбу вверх то дном, то горловиной.

Опыт 3. Установление точной концентрации соляной кислоты по буре

Для установления точной концентрации раствора кислоты используют натрия тетраборат (буру) Na₂B₄O₇×10H₂O, соль сильного основания (NaOH) и слабой кислоты (H₃BO₃), которая в водном растворе подвергается гидролизу, и раствор имеет щелочную реакцию:

.

Процесс гидролиза обратим, но при добавлении HCl ионы H + связываются с ОН – и гидролиз идет до конца.

Именно по этой причине эта соль может использоваться как основной компонент кислотно-основного взаимодействия в методе нейтрализации:

2HCl + 2NaOH = 2NaCl + 2H₂O.

Суммарное уравнение взаимодействия буры с HCl:

Количество NaOH, образовавшегося при гидролизе буры, эквивалентно количеству взятой буры, а также количеству HCl, пошедшему на нейтрализацию NaOH. Поэтому по количеству буры, пошедшей на титрование, можно определить точную концентрацию раствора HCl.

В конце реакции накапливается слабая борная кислота, следовательно, pH раствора в точке эквивалентности будет несколько меньше 7 и для титрования следует взять индикатор метиловый оранжевый.

а) Приведите в рабочее состояние бюретку, налейте в нее до отметки «0» приготовленный вами или лаборантами раствор HCl с приблизительной концентрацией С_экв = 0,1 моль/л.

б) В стаканчик для титрования с помощью другой бюретки (наполненной раствором буры) отмерьте 5 мл раствора буры с С_экв =
= 0,1 моль/л, добавьте 1 – 2 капли метилового оранжевого, раствор тщательно перемешайте, он приобретет желтый цвет.

в) К раствору буры медленно, небольшими порциями из бюретки приливайте раствор соляной кислоты до точки эквивалентности. При этом окраска метилоранжа переходит из желтой в бледно-розовую.

г) Заметьте по бюретке объем соляной кислоты, пошедшей на титрование. Титрование повторите три раза. Данные титрования занесите в табл. 11.

Задание. Запишите уравнение реакции. Заполните таблицу.

а) На основании уравнения для следствия закона эквивалентов:

C_экв(буры)´V(буры) = С_экв(HCl) ´ V(HCl) расчитайте С_экв(HCl), взяв V_ср(HCl) как среднее значение по результатам трех титрований.

б) Определите титр раствора соляной кислоты, используя формулу

.

в) Определите поправочный коэффициент (K) для исследуемого раствора HCl, учитывая, что C_{экв (теор)} = 0,1 моль/л.

4.3. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.
РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ
ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Теоретическая часть

Электролитами называют вещества, которые в растворенном (или расплавленном) состоянии проводят электрический ток. Теория Аррениуса объясняет электропроводность растворов тем, что молекулы электролитов под действием полярных молекул растворителя диссоциируют на ионы. Эта способность электролитов к диссоциации на ионы служит мерой силы данного электролита. При растворении в полярных растворителях молекулы многих веществ практически полностью распадаются на ионы. Такие вещества называются сильными электролитами (NaCl, Na₂SO₄, HCl, KOH и др.). Однако электролитическая диссоциация многих других веществ в аналогичных условиях не доходит до конца. Процесс оказывается обратимым, причем равновесие наступает при распаде на ионы лишь небольшой части молекул, находящихся в растворе. Вещества подобного рода называются слабыми электролитами (СН₃СООН, Н₂СО₃, NH₄OH и др.). Отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к суммарному числу диссоциированных и недиссоциированных молекул называют степенью электролитической диссоциации, которую измеряют либо в долях единицы, либо в процентах.

.

Для сильных электролитов a > 30 %, для слабых a – ]×[Н + ].

В растворе быстро устанавливается равновесие между процессами диссоциации и ассоциации, т.е. cкорости прямой и обратной реакции будут равны: v ₁ = v₂ или k₁ × [СН₃СООН] = k₂ × [СН₃СОО – ] × [Н + ].

Преобразование последнего уравнения позволит выразить константу равновесия реакции диссоциации следующим образом:

.

Для растворов слабых бинарных электролитов Оствальд установил взаимосвязь между константой диссоциации (K_дис), степенью диссоциации (a) и молярной концентрацией раствора (С_В).

Рассмотрим эту взаимозависимость на примере диссоциации уксусной кислоты. Полагая, что количество диссоциированных молекул кислоты и, следовательно, концентрация каждого из образовавшихся ионов Н + и СН₃СОО – в момент установления равновесия в системе равна [Н + ] = [СН₃СОО – ] = С_B·a. Тогда равновесная концентрация недиссоциированных молекул будет равна [СН₃СООH] = С_B – С_B·a =
= С_B·(1 – a). Подставив эти значения концентраций ионов и молекул в уравнение константы равновесия реакции диссоциации СН₃СООН, получим

,

.

Это уравнение является математическим выражением закона разведения Оствальда. Поскольку степень диссоциации у слабых электролитов мала, то можно пренебречь этой величиной в знаменателе как слагаемым (им нельзя пренебречь в числителе как множителем). Тогда

.

Закон разведения Оствальда формулируется следующим образом.

Источник