Константа диссоциации

Процесс диссоциации обратимый, и с течением времени устанавливается

химическое равновесие:

CH₃COOH  H⁺ + CH₃COO^—

уксусная кислота ацетат-анион

Применив к нему закон действующих (действия) масс, получим:

[H⁺] [CH₃COO^-]

K _{дисс. = --------------------------------- ===} 1,86 . 10^—5

[ CH₃COOH]

•Закон действующих масс для слабых электролитов и газов в реакциях

говорит о том, что скорость реакции равно произведению равновесных концентраций веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

Например,

A^a + B^b  D^d + F^f

В момент равновесия скорости прямой и обратной реакций будут равны:

V ^{прямой реакции} = V ^{обратной реакции}

^{→ ←}

k ∙[A] ^a∙ [B] ^b = k ∙ [D] ^d ∙ [F] ^f

Тогда из математической пропорции можно записать:

^→

k [D] ^d ∙ [F] ^f

= = K _{равновесия}

^→

k [A] ^a∙ [B] ^b

K _{равновесия} - константа равновесия. В случае диссоциации электролитов она называется константой диссоциации (К.Д.Э.)

К.Д.Э. – это отношение произведения концентрации ионов к концентрации недиссоциированных молекул слабого электролита, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении диссоциации.

По ее величине можно судить о силе электролита. Чем больше константа диссоциации, тем больше концентрация ионов и сильнее электролит.

Константа диссоциации зависит от тех же факторов, что и степень диссоциации.

15

IV. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Величина рН (водородный показатель).

Вода - очень слабый электролит и диссоциирует на ионы в незначительной степени:

2Н₂О  H₃O⁺³ + OH^- или

НОН  H⁺ + OH^—

[H⁺] ∙ [ OH^--]

K _{дисс = =} 1,8 • 10^—16

[ HOH]

Константа равновесия или диссоциации воды очень незначительна, тогда концентрацию недиссоциированных молекул воды можно принять за величину постоянную и равную для объема воды равного одному литру (1 л):

m (H₂O) 1000г

[ HOH] = = = 55,5 моль\л

M (HOH) 18 г\моль

Это значение велико по сравнению с К_дисс.

Домножим левую и правую часть выражения для константы диссоциации на [HOH], тогда произведение К_дисс.∙ [HOH] = [H⁺]∙ [OH^-] = 1,8 • 10^—16 ∙ 55,5 = 10^—14

К_дисс.∙ [HOH] - ионное произведение воды - К_w

К_w = [H⁺] ∙ [OH^-] = 10^—14 - величина постоянная.

Отсюда следует: как бы не изменялась концентрация водородных и гидроксильных ионов в воде или в разбавленном водном растворе слабого электролита, их произведение всегда равно ионному произведению воды.

Так как [H⁺] = [OH^-] в воде, то [H⁺] ∙ [OH^-] = [ H⁺] ² = [OH^-] ² = 10^—14 ,

т огда [H⁺] = [OH^-] = К_w = 10^—14 = 10^—7 ,

Если к чистой воде добавить кислоты, то увеличится концентрация ионов Н⁺; допустим концентрация увеличилась от 10^—7 до 10^{-4 ,} тогда

К_w 10^-14

[ OH^-] = = = 10^-10

[H⁺] 10^—4

Если к чистой воде добавить щелочи. То увеличится концентрация ионов ОН^- допустим от 10^-7 до 10^-3, тогда

16

К_w 10^-14

[ H⁺] = = = 10^-11

[ОH^-] 10^—3

Таким образом, в водных растворах с различной средой (кислотной, нейтральной, щелочной) всегда присутствуют ионы Н⁺ и ОН^—

В нейтральной среде: [H⁺]=[OH^-]= 10^-7

В кислой среде: [H⁺] > 10^-7 (например, 10^-5, 10^-3 , 10^-1)

В щелочной среде: [H⁺] < 10^-7 (например, 10^-9, 10^-11 , 10^-13)

Концентрация ионов водорода выражается очень малыми величинами и пользоваться ими при расчете неудобно. Более удобная форма выражение концентраций через водородный показатель, который численно равен отрицательному логарифму концентрации водородных ионов:

рН = - lg [H⁺]

Отсюда рН = lg [H⁺] = -lg 10^—7 = 7 (нейтральная среда)

рН = -lg 10^—5 = 5 (кислая среда)

рН = -lg 10^—10 = 10 (щелочная среда)

Для упрощенного расчета рН необходимо выполнить следующий алгоритм действий:

1. -пусть [Н⁺] = 10^-6, тогда рН равен степени с противоположным

знаком, т.е. 6;

-пусть [Н⁺] = 10^-4,7, тогда рН равен 4,7;

2) -пусть известна [OH^-], тогда рН равен: 14 минус показатель степени

концентрации этих ионов; например, [ОН^-] = 10^-4,, тогда рН равен

14 – 4 = 10;