Глава 6. Растворы электролитов и ионные равновесия. (12-13)

1. Растворы сильных электролитов. Особенности процессов диссоциации. Расчет активности ионов в растворах сильных электролитов. Экспериментальное определение активности ионов в растворах сильных электролитов. Ионная сила растворов NaCl (0,15М) и KCl (0,146 M). Влияние ионной силы этих электролитов на процессы диссоциации слабых электролитов.

В водных растворах сильные электролиты (например, HCl, NaCl, KOH) полностью диссоциированы, причем гидратированные ионы, образующиеся при их диссоциации, обычно не ассоциируются в молекулы.

HCl  H⁺+ Cl^-

NaCl  Na⁺+Cl^-

Диссоциация сильных электролитов необратима, следовательно, значение константы диссоциации будет зависеть от концентрации раствора.

Активность иона a(X­_i) – эффективная концентрация иона X_i, соответственно которой он участвует во взаимодействиях, протекающих в растворах сильных электролитов.

a(X_i) = y(X_i)c(X_i)

Коэффициент активности иона y(X­_i) показывает, во сколько раз активность иона отличается от его истинной концентрации в растворе сильного электролита.

Гилберт Ньютон Льюис в 1907 году ввел понятие ионной силы раствора электролита.

Ионная сила раствора – величина, характеризующая интенсивность электростатического поля всех ионов в растворе, которая равна полусумме произведений молярной концентрации (c_i) каждого иона на квадрат его заряда (z_i).

I= _iz_i²

I=(0,15 * 1²) + (0,15 * 1²) = 0,15 моль/л.

I=(0,146 * 1²) + (0,146 * 1²) = 0,146 моль/л.

Учебник: 159 – 162.

2. Вода как слабый электролит. Константа диссоциации и ионное произведение воды. Водородный показатель как единица измерения кислотности водных растворов биологических сред. Способы расчет и экспериментального определения кислотности среды в единицах pH.

Вода является очень слабым электролитом. Ее электролитическая диссоциации выражается равновесием:

H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺+ OH^- или упрощенно H₂O ⇌ H⁺ + OH^-

K_a = 1,82*10^-16

Это означает, что из 5,6 * 10⁸ молекул воды диссоциирована на ионы только одна. Следовательно, равновесную концентрацию недиссоциированной воды можно считать равной ее исходной молярной концентрации, т.е. числу молей H₂O в 1 л воды: [H₂O] = 1000/18 = 55,56 моль/л = const. Объединив две постоянные величина K_a и [H₂O], получим новую постоянную, которая называется ионным произведением воды K_H2O.

K_H2O=K_a[H₂O] = [H⁺][OH^-] = const.

Ионное произведение воды K_H2O – величина постоянная (при данной температуре) для воды и любых водных растворов, равная произведению концентрации ионов водорода [H⁺] и гидроксид-ионов [OH^-].

K_H2O= [H⁺][OH^-] = K_a[H₂O] =1,82 * 10^-16 * 55,56 = 1,0 * 10^-14

Для удобства оценки характера водный среды используют безразмерную величину – водородный показатель pH.

Водородный показатель – количественная характеристика кислотности среды, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации свободных ионов водорода в растворе:

pH = - lg [H⁺]

pH + pOH = 14

в Нейтральной среде pH=7,0

в Кислой среде pH < 7,0

в Основной среде pH > 7,0

При вычислении pH раствора сильной кислоты или сильного основания необходимо знать молярную концентрацию эквивалента данного веществ и коэффициент активности соответствующего иона (y(H⁺) или y(OH^-)) в заданном растворе. Для расчетом пользуют следующие уравнения:

Учебник: 162 – 165.