* Данный текст распознан в автоматическом режиме, поэтому может содержать ошибки

К максимальна и потенциальная энергия. Это позволяет найти энергию системы: E = mv2max/2 = k∆x2max/2 или её параметры. В реальности все системы взаимодействуют друг с другом, обмениваясь энергией. В приведённом примере движения грузика на пружинке будут затухать из-за того, что сжимающаяся и разжимающаяся пружинка будет разогреваться, а также из-за сопротивления воздуха. Поэтому все реальные системы можно считать консервативными лишь приближённо. Однако в космосе системы (напр., из двух взаимодействующих звёзд) могут считаться консервативными на протяжении тысяч и миллионов лет. Так, на этих интервалах времени можно считать консервативной и нашу Солнечную систему. HSO4— H+ + SO42— диссоциация обратима, K = 1,2 · 10—2. Степень диссоциации и константа диссоциации связаны между собой определённым соотношением (см. Оствальда закон). Из него следует, что с ростом концентрации степень диссоциации электролита уменьшается. Напр., в 0,1М растворе уксусной кислоты она составляет 1,3%, а в 1М — 0,42%. В то же время при увеличении концентрации электролита возрастает общее количество вещества и соответственно продуктов его диссоциации — напр., ионов Н+ в растворе слабой кислоты. В 0,1М растворе уксусной кислоты концентрация ионов водорода равна 0,0013 моль/л, а в 1М — 0,0042 моль/л. Однако при очень высоких концентрациях (80—100% кислоты) диссоциация начинает ослабляться из-за низкой концентрации воды — участника процесса диссоциации. Поэтому концентрация ионов водорода в растворах кислот, смешивающихся с водой в любых соотношениях, проходит через максимум, соответствующий чаще всего 20—30% кислоты. Добавление к раствору слабого электролита продуктов его диссоциации (т. е. соответствующих катионов или анионов) в соответствии с Ле Шателье принципом подавляет диссоциацию. Такие растворы, напр. смесь уксусной кислоты и её соли или аммиака и соли аммония, могут поддерживать определённое значение кислотности pH, слабо меняющееся при изменении концентрации и добавлении др. кислот и оснований (см. Буферные растворы). Для большинства слабых электролитов константа диссоциации слабо зависит от температуры; лишь для воды наблюдается существенное увеличение константы диссоциации с её ростом. Значения констант диссоциации слабых электролитов определены экспериментально и приведены в справочниках. Они заключены в широком диапазоне от 10—16 до 1015. Чем константа меньше, тем слабее электролит. КОНСТА´НТА ДИССОЦИА´ЦИИ, одна из констант равновесия, описывающая электролитическую диссоциацию в водных растворах слабых кислот или оснований (т. е. в водных растворах слабых электролитов). Для кислот, которые диссоциируют по общему уравнению НА Н+ + — (где А— — кислотный остаток), константа равновесия, +А обозначаемая Ka, равна: Напр., в растворе уксусной кислоты существует равновесие: CH3COOH H+ + CH3COO—, которое описывается константой диссоциации уксусной кислоты: Для оснований, диссоциирующих по общему уравнению BOH B+ + OH— (где B+ — основный остаток), константа равновесия, обозначаемая Kb, равна: Напр., в растворе аммиака существует равновесие NH3 × × H2O NH4+ + OH—, которое описывается константой диссоциации основания: КОНСТА´НТА РАВНОВЕ´СИЯ, см. Химическое равновесие. КОНСТА´НТЫ РАВНОВЕ´СИЯ В РАСТВО´РАХ ЭЛЕКТРОЛИ´ТОВ, константы равновесия, характеризующие равновесные обменные реакции в растворах электролитов. Это: 1) константа диссоциации K, характеризующая отношение концентраций продуктов электролитической диссоциации к концентрации электролита; 2) ионное произведение воды (константа воды) Kw, представляющее собой константу диссоциации воды; 3) константа гидролиза (константа равновесия для гидролиза, см. Гидролиз солей); 4) произведение растворимости ПР, определяющее степень растворимости вещества в насыщенном растворе электролита. Константу диссоциации можно определить только для слабых электролитов; в растворах сильных электролитов диссоциация необратима, и определение константы диссоциации теряет смысл. Если молекула слабого электролита состоит более чем из двух ионов, то его диссоциация ступенчатая и каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации, напр.: H2S HS— H+ + HS— H+ + S2— K1 = 6 · 10—8, K2 = 10—14. Бывает, что по первой ступени диссоциации электролит ведёт себя как сильный, а по остальным — как слабый, напр.: H2SO4 H+ + HSO4— диссоциация необратима, КОНСТА´НТА СКО´РОСТИ ХИМИ´ЧЕСКОЙ РЕА´КЦИИ, kT, коэффициент, определяющий скорость химической реакции. Зависит от природы реагирующих веществ, от температуры и катализатора, не зависит от концентрации реагирующих веществ. Определяется из Аррениуса уравнения. 284