chemistry / chemistry1 / ХимиЯ / 218-219

В соответствии с современной теорией равновесия в растворах взаимодействие кислоты НА и основания В можно представить как совокупность нескольких последовательных стадий:

S S S

НА + В ^ НАВ *± НВ⁺А" «=* НВ⁺ + А~

где S — растворитель.

Процесс кислотно-основного взаимодействия может остано­виться на любой стадии приведенной схемы. В результате взаимо­действия могут образоваться как молекулы НАВ или ионизирован­ный комплекс НВ⁺А~ и раствор неэлектролита, так и ионы НВ⁺ и А~ и раствор электролита.

Итак, в растворах протекает сольватация, в результате которой может произойти электролитическая диссоциация. Процессы раство­рения сопровождаются энергетическими эффектами. Кислотно-ос­новные взаимодействия объясняются либо теорией электролитиче­ской диссоциации, либо протонной, либо электронной теориями.

Вопросы н задачи для самоконтроля

6. В чем разница между растворами электролитов и неэлектролитов.

6. Как уже указывалось, осмотическое давление крови при 36°С равно 780 кПа. В медицине используется физиологический раствор, являющийся изотониче­ ским с кровью. Рассчитайте молярную концентрацию и массовую долю (%) хлорида натрия в этом растворе с учетом полной диссоциации соли.

7. Сформулируйте определение кислоты с позиции теорий Аррениуса, Брен- стеда и Льюиса.

6. Как изменится энтропия системы при растворении в воде NazSO₄ и СОг(г)?

§ 8.4. ВОДНЫЕ РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Вода является растворителем для многих веществ. Это обуслов­лено полярным характером молекул воды и способностью ее моле­кул образовывать химические связи с другими молекулами. Учиты­вая широкое распространение водных растворов электролитов и их большую важность для науки и техники, рассмотрим эти растворы более подробно.

Слабые электролиты. Константа диссоциации. В растворах сла­бых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и, сле­довательно, к нему может быть применен закон действующих масс Так, для процесса диссоциации кислоты

НА «=* Н⁺ + А"

218

константа равновесия Кс равна

[НА]

(8.10а)

Константа равновесия для процесса диссоциации называется онстантой диссоциации К_а. Например, константа диссоциации ксусной кислоты СН₃СООН равна

[СН₃СООН] Для процесса диссоциации слабого основания

ROH *± R⁺ + ОН"

бнстанта равновесия, называемая константой диссоциации осно--шя, равна

ПГ ИОН']

* [ROH] ' (8-Юб)

Например, константа диссоциации гидроксида аммония

вна

nh₄oh *± nh⁺₄ + он" _k_[nh;][oh-]

[NH₄OH] ■

Константа диссоциации зависит от природы диссоцирующего &щества и растворителя, а также от температуры и не зависит от онцентрации раствора. Кривая зависимости константы диссоциа-

[ многих электролитов от температуры проходит через максимум.

Константа диссоциации указывает на прочность молекул в дан­ом растворе. Чем меньше константа диссоциации в данном рас-эрителе, тем слабее диссоциирует электролит и тем, следователь-о, устойчивее его молекулы.

Степень диссоциации а изменяется с концентрацией раствора.

смотрим зависимость степени диссоциации от концентрации абого электролита на примере уксусной кислоты.

СН₃СООН **■ СН,СОО" + Н⁺

Принимая исходную концентрацию кислоты равной с, а сте-диссоциации а, получаем, что концентрация части кислоты, орая диссоциирована, будет равна ас. Так как при диссоциации

219