Wstęp teoretyczny

Równowagę dysocjacji słabego elektrolitu - kwasu octowego rozpuszczonego w wodzie można przedstawić za pomocą równania:

CH₃COOH + H₂O ↔ CH₃COO^- + H₃O⁺

Stałą równowagi tego procesu zwaną termodynamiczną stałą dysocjacji K_a wyraża wzór:

gdzie;

- równowagowe molowe aktywności jonów oraz niezdysocjowanych cząsteczek kwasu octowego

W roztworach rozcieńczonych wartości aktywności można zastąpić odpowiednimi stężeniami. Uzyskuje się wówczas stężeniową stała dysocjacji:

Stężenia jonów powstałych w procesie dysocjacji kwasu octowego są sobie równe i wynoszą:
, gdzie
oznacza stopień dysocjacji elektrolitu, natomiast c - całkowite stężenie roztworu. Stężenie niezdysocjowanego kwasu wynosi:
.Podstawienie powyższych wartości do wyrażenia na stałą dysocjacji prowadzi do wzoru zwanego prawem rozcieńczeń Ostwalda:

Zgonie z teorią Arrheniusa, stopień dysocjacji słabego elektrolitu
można wyrazić poprzez stosunek przewodnictw:

gdzie:
- przewodnictwo molowe słabego elektrolitu o stężeniu c,
- przewodnictwo molowe graniczne tego elektrolitu.

Jak wiadomo, przewodnictwo molowe roztworu elektrolitu
opisuje zależność:

gdzie:
- przewodnictwo właściwe, c- stężenie molowe

Przewodnictwo właściwe
można opisać zależnością:

gdzie:
- przewodnictwo roztworu, l odległość między elektrodami, A - powierzchnia elektrod, K_n stała naczyńka

Stała dysocjacji kwasu octowego jest funkcją temperatury. Zgodnie ze statyką chemiczną , znajomość

Zależności K_a=f(T) pozwala wyznaczyć efekt energetyczny, czyli entalpię procesu ΔH opisanego przez daną stała równowagi. Rozważmy na wstępie dowolną równowagę chemiczną. W celu uzyskania temperaturowej zależności stałej równowagi reakcji, należy zróżniczkować względem temperatury T (przy stałym ciśnieniu) jedno z najważniejszych równania statyki chemicznej, przytoczone poniżej:

gdzie:
- standardowa entalpia swobodna reakcji, R- stała gazowa.

Zatem:

Z ogólnie słusznych zależności termodynamicznych wynikają następujące równania:

Przyrównanie stronami powyższych równań prowadzi do zależności zwanej izobarą vant`Hoffa:

Z ostatniego równania wynika, że zmienność stałej równowagi reakcji wraz z temperatura jest ściśle związana ze standardową entalpia reakcji. Dogodniejsza w stosowaniu jest scałkowana postać tego równania:

Ostatnie równanie może być stosowane do wyznaczania entalpii reakcji, jeśli znane są wartości K_a w różnych temperaturach

Jak wcześniej wspomniano, dysocjacja elektrolityczna słabego kwasu jest procesem, któremu również towarzyszy efekt energetyczny - entalpia dysocjacji- ΔH_dys. W roztworach rozcieńczonych termodynamiczna stała równowagi dysocjacji K_a jest w przybliżeniu równa stałej stężeniowej K_c Otrzymuje się wówczas:

---