10. Электролитическая диссоциация. Водородный показатель.

10.1.Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя.

К оличественные характеристики электролитов: степень диссоциации ( ) и константа диссоциации (Кд).

Сильные электролиты в водном растворе диссоциированы практически нацело (HNO₃, HClO_4, HCl, H₂SO₄, HBr, HJ, KOH, NaOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂).

Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют частично, то есть существуют как в виде гидратированных ионов, так и в виде недиссоциированных молекул: (H₂CO₃, H₂S, HCN, H₃SIO₃, NH₄, H₂O и все малорастворимые в воде основания.)

Пример диссоциации:

Сильных электролитов Слабых электролитов

H₂SO₄«H⁺+HSO^-₄ H₃S«H⁺+HS^-

HSO₄«H⁺+SO₄ HS«H⁺+S^2-

H₂SO₄«2H⁺+SO₄^2-

Ca(OH)₂«CaOH⁺+OH^- Fe(OH)₂«FeOH⁺+OH^-

CaOH⁺«Ca²⁺+OH^- FeOH⁺«Fe²⁺+OH^-

Ca(OH)₂« Ca²⁺+2OH^-

Соли диссоциируют в водном растворе с образованием катионов металла и анионов кислотного остатка.

Al₂(SO₄)₃«2Al³⁺+3SO₄^2-

K₂SO₄«2K⁺+SO₃^2-

Выражение константы диссоциации можно записать для слабого электролита.

NH₄OH«NH⁺₄+OH^- HCN«H⁺+CN^-

Связь константы диссоциации и степени диссоциации.

Закон разбавления Оствальда или приближенно, если

10.2.Ионное произведение воды. Водородный показатель.

Диссоциация воды:

H₂O«H⁺ + OH^–

Слабый электролит

Константа диссоциации:

Ионное произведение воды: [H⁺]·[OH^–]=10^–14 при t=25 ⁰С

На основании закона действия масс. Для воды и разбавленных растворов электролитов, произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов соли, величина постоянная.

Степень кислотности или щелочности раствора характеризуется концентрацией иона водорода [H⁺]:

СРЕДА [H⁺], моль/л

Нейтральная	10-7
Кислая	>10-7 (10-6, 10-5, 10-3)
Щелочная	<10-7 (10-8, 10-9, 10-10)

Кислотность или щелочность раствора можно характеризовать величиной водородного показателя рН.

Водородный показатель рН – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода

РН = – lg [H⁺]

Гидроксильный показатель рОН – это отрицательный десятичный логарифм концентрациигидроксид – ионов

PОН = – lg[OH^–]

Среда pH

Нейтральная	7
Кислая	<7 (6,5,3)
Щелочная	>7 (8,9,10)

рН+рОН=14

10.3.Формулы для расчета рH сильных и слабых электролитов.

1) кислота – сильный электролит

рH=-lg[H⁺] ; [H⁺]=Cкислоты.

2) кислота – слабый электролит.

рH=-lg[H⁺] ;[H⁺]=

3)основание – сильный электролит

рOH=-lg[OH^-] ;[OH^-]=Cоснования

рH=14-pOH

4) основание - слабый электролит

рOH=-lg[OH^-];

[OH^-]=

рH=14-pOH

Значение кислотности среды.