6. Константа диссоциации. Смещение ионного равновесия

Так как электролитическая диссоциация – процесс обратимый, приводящий к состоянию равновесия между недиссоциированными ионами, то она подчиняется закону действия масс.

XY ↔ X⁺ + Y^-

Kд = [X⁺] [Y^-] / [XY]

Kд характеризует способность электролита дисоциировать на ионы. Чем больше Kд , тем сильнее диссоциирует электролит.

K_д =α² С_М /1 – α закон разбавления Оствальда дает возможность вычислить степень диссоциации при различных концентрациях, если известна константа диссоциации, и наоборот.

Константа диссоциации не зависит от концентрации взятых для реакции реагентов и всегда будет величиной постоянной.

Но для сильных электролитов закон действия масс неприменим. Как же ведут себя сильные электролиты в растворе ?

Если в растворе слабых электролитов силами электролитического взаимодействия можно принебречь, то в отношении сильных электролитов этого делать нельзя. Силы межионного притяжения и отталкивания довольно большие, они и являются причиной отклонения растворов сильных электролитов от закона действия масс.

Если опустить в раствор электроды, соединенные с источником электрического тока, то разноименно заряженные ионы начинают перемещаться в противоположные стороны. При этом каждый ион стремится вырваться из своей ионной атмосферы, но покидаемая им атмосфера притягивает его обратно, вследствие чего движение иона замедляется, следовательноснижается число ионов, проходящих через раствор в единицу времени. Чем больше концентрация раствора, тем сильнее проявляется тормозящее действие ионной атмосферы, тем меньше будет электропроводность раствора. Отсюда кажется, что с увеличением концентрации число ионов в растворе снижается, но в действительности диссоциация при любых концентрациях остается полной, поэтому измеряя электропроводность определяют лишь кажущуюся степень диссоциации.

Равновесие в растворах электролитов остается неизменным пока внешние условия не изменяются. Изменение условий влечет смещение равновесия в ту или иную сторону (принцип Ле Шателье).

CaSO₄ ↔ Ca²⁺ + SO₄^-

Применим закон действия масс:

Кр = [Ca²⁺][SO₄^-]

Таким образом в растворе малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Так как эта величина характеризует способность электролита растворяться,то её называют произведением растворимости ПР.

ПР (CaSO₄)= [Ca²⁺][SO₄^-]

7. Особенности воды как электролита. Ионное произведение воды . РН раствора. Буферные растворы

Особенности воды как растворителя связаны с особенностями её электронного строения и наличием между молекулами воды водородных связей. Молекула воды является полярной и имеет высокий дипольный момент. Высокий дипольный момент воды определяет высокую дтэлектрическую проницаемость воды. Это значит, что такие соединения как аммиак, диоксид углерода, серный оксид при растворении в воде являются электролитами.

С позиции протолитической теории кислота – молекула, ион или др. частица, которая отдает электрон; основание – частица, которая принимает. Вода диссоциирует так:

H₂O + H₂O ↔ OH^- + H₃O⁺ характеризует ионное про-

^{к-та осн-е}

К_рав = С_ОН^- • С_Н⁺ изведение воды(1атм,25^оС)

H₂O ↔ H⁺ + OH^- С_Н2О

К_рав • С_Н2О = С_ОН^- • С_Н⁺ ≈ 10^-14

Это равновесие сохраняется при добавлении к воде кислоты или щелочи, меняется только соотношение H⁺ и OH^-.

С_Н⁺ = С_ОН^- = 10^-7моль/л – рН = 7 – нейтральная реакция

С_Н⁺ > С_ОН^- 10^-1 – 10^-6 моль/л – кислая реакция

С_Н⁺< С_ОН^- 10^-8 - 10^-13моль/л щелочная реакция

Для определения кислотности растворов введена величина рН.

рН=-lgC_H⁺

0,01моль/л 0,01моль/л

Пример: HNO₃→H⁺+NO₃^- ; рН=-lg 10 ^-2= 2

10 ^-3моль/л 10 ^-3моль/л

Щелочь: NaOH→Na⁺+OH^- ; рОН=-lg10 ^-3=3 (рН=14-рОН) рН=14-3=11

При вычислении рН слабых электролитов следует учитывать их К_дис.

Шкала водородных показателей:

рН=7-нейтральная среда

рН<7-кислая среда

рН>7-щелочная среда.

Чаще всего при добавлении к воде кислоты или щелочи, то произойдет значительное изменение рН, но есть растворы, при добавлении к которым к которым 90% кислоты или щелочи (к 1 л р-ра) – рН смещается лишь в сотых долях- это растворы, представляющие собой смеси слабых кислот с солью с одноименным анионом, или слабого основания с солью с одноименным катионом такие растворы - буферные растворы.

Буферные растворы:

CH₃COOH+CH₃COONa – ацетатный буфер

NH₄OH+NH₄Cl – аммонийный

NaH₂PO₄+Na₂HPO₄ – фосфатный.

Буферные растворы – практически не меняют рН при добавлении к ним кислоты или щелочи.

Пример: CH₃COOH+CH₃COONa – ацетатный буфер (рН≈5,3)

а) + HCl – кислота: CH₃COONa+ HCl→ CH₃COOH+ NaCl

б) + NaOH- щелочь: CH₃COOH+ NaOH→ CH₃COONa+ H₂O

Т.о. буферная система поддерживает определенное значение рН р-ра.

В организме человека действует 4 буферных системы: Карбонатная, фосфатная, аминокислотная и белковая.

Но добавление кислоты или щелочи не безразмерно. Каждая буферная система характеризуется собственной буферной емкостью – β

β=кол-во молей кислот добавл к 1 л буфера /Δ рН на 1

Буферные растворы в химии применяются, например, при определении натрия в крови.