27. Особенности растворов электролитов. Основные положения электролитической диссоциации.

Электролиты – вещества, проводящие электрический ток.

Законы Аррениуса:

1. Молекулы веществ, проводящих в растворе электрический ток, при растворении в воде диссоциируют на ионы.

2. Образовавшиеся при электрической диссоциации ионы имеют заряд и отличаются по свойствам от нейтральных атомов и молекул.

3. При пропускании электрического тока через раствор электролита положительно заряженные ионы направляются к катоду(-), а отрицательно заряженные – к аноду(+).

28. Буферные растворы и их характеристика. Уравнение Гендерсона-Хассельбаха.

Буферные растворы — растворы, сохраняющие неизменными значения рН при разбавлении или добавлении небольшого количества сильной кислоты или основания.

Буфер состоит из слабой кислоты и ее соли, или слабого основания и его соли.

Эффективным буфером является буфер, который отличается по значению рН в диапазоне рН от -1 до +1.

Каждая из буферных систем характеризуется определенной присущей ей концентрацией ионов Н⁺ (активной кислотностью), которую система и стремится сохранить на неизменном уровне при добавлении к ней сильной кислоты либо щелочи.

Уравнение Гендерсона-Хассельбаха:

Значение рК для слабого электролита является величиной постоянной, не зависит от концентрации этого электролита в растворе и приводится в соответствующих справочниках.

В водных растворах рН и рОН являются сопряженными величинами. Их сумма всегда равна 14, т.е.:

рН + рОН = 14

Зная концентрацию ионов Н+или рН можно вычислить концентрацию гидроксильных ионов или рОН.

Уравнения Гендерсона-Гассельбаха для расчета рОН и рН в оснóвных буферных системах выглядят следующим образом:

- где pKb = –lg Kb (основания), Соснования и Ссоли – исходные молярные концентрации компонентов данных буферных систем, т.е. слабого основания и его соли с сильной кислотой.

Уравнение Гендерсона-Гассельбаха является приближенным и его не рекомендуется использовать в следующих случаях:

1) если кислота либо основание буферной системы не является достаточно слабым электролитом (например, для кислоты pKa < 3). Тогда нельзя пренебрегать их диссоциацией в присутствии собственной соли;

2) если кислота либо основание буферной системы являются, наоборот, слишком слабыми электролитами (например, для кислоты pKa > 11). Тогда нельзя пренебрегать гидролизом их солей.

29. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

Вода - слабый электролит - диссоциирует, образуя ионы H+ и OH-. Эти ионы гидратированы, то есть, соединены с несколькими молекулами воды, но для простоты мы записывали их в негидратированной форме

H2O = H⁺ + OH⁻

Запишем выражение для константы равновесия, опираясь на закон действия масс:

K = [H⁺]·[OH^—]/[H2O]

Концентрацию воды, принято исключать из данного выражения, вследствие ее практически постоянного значения в разбавленных растворах. Получаем новую константу равновесия KН2О, которая называется ионным произведением воды:

K_Н2О = [H⁺]·[OH^—]

При температуре 25ºС K_Н2О = 1·10-14 и остается постоянным в водных растворах кислот, щелочей, солей или других соединений.

KН2О = [H+]·[OH—] = 1·10-14

При повышении температуры ионное произведение воды сильно возрастает.

Полученное выражение применимо не только к чистой воде, но и к растворам.

Если осуществляется условие [H⁺] = [OH^—], то раствор называется нейтральным, но обычно эти величины не совпадают, тогда при увеличении одного показателя, другой должен уменьшаться, так, чтобы их произведение оставалось постоянным (1·10-14).

Кислотно-основные свойства растворов определяются величиной концентрации ионов водорода или гидроксила. Мы уже знаем, что ионное произведение воды при определенной температуре постоянно, а [H⁺] и [OH^—] — переменные, то по их величинам можно говорить о кислотности или щелочности раствора. При нейтральном характере раствора, т.е. [H+] = [OH—], получаем следующее:

[H⁺] = [OH^—] = (K_Н2О)1/2 = (1·10^-14)*1/2 = 10^-7 М

Соотношение между количеством ионов [H+] и [OH-] определяет характер среды:

[H⁺] =10^-7= [OH^-] - нейтральная среда

[H⁺] >10^-7> [OH^-] - кислая среда

[H⁺] <10^-7< [OH^-] - щелочная среда.

Водородный показатель рН - это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода рН = - lg[H⁺].

Аналогично рOН = - lg[OH^-].

Логарифмируя ионное произведение воды, получаем pH + pOH = 14.

Примеры.

Если [H⁺] = 10^-2M, то рН = 2, а [ОH^-]= 10^-12M.

Если [ОH^-] = 10^-4M, то [H⁺]= 10^-10M, а рН = 10.

Если рН = 8, то [H⁺]= 10^-8M, а [ОH^-] = 10^-6M

Если рОН = 5, то рН = 9, а [H⁺]= 10^-9M.