1. Электролитическая диссоциация.

Сильные и слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Закон разведения Освальда.

*Растворы электролитов – растворы веществ, проводящие электрический ток. Обладают ионной проводимостью. Как правило – это растворы солей, кислот и оснований.

*Электрическая диссоциация – процесс распада вещества на ионы при растворении.

*Все электролиты делятся на слабые и сильные. Сильные электролиты характеризуются высокой степенью диссоциации.

Степень диссоциации:

N_D – число диссоциированных молекул

N – общее число растворенных молекул.

Для сильных электролитов α→1 Для слабых электролитов α<<1

К сильным электролитам относятся сильные кислоты (серная, соляная, азотная [H2SO4, HCl, HNO3]) и большая часть солей. К слабым электролитам относятся слабые кислоты, слабые основания и некоторые соли [H2SO3,H2S,CH3COOH].

Константа равновесия в общем случае:

*В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и следовательно к нему может быть применен закон действующих масс. Рассмотрим процесс диссоциации кислоты HA↔H⁺+A^-Степень диссоциации:

Для процесса диссоциации константа равновесия называется константой диссоциации и равна

Это выражение называют законом разведения Освальда. Из него видно, что K_D зависит от концентрации. Иногда вместо концентрации используют обратное значение – разведение. v=1/c

2. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды.

Водородный показатель pH.

В незначительной степени, но всегда в чистой воде протекают такая реакция:

H2O↔H⁺+OH^-

эта реакция называется реакцией автопротолиза воды. Ион водорода H+ сразу же присоединяется к молекуле воды и образует ион гидроксония H⁺+H2O->H3O⁺. Для простоты говорят о присоединении в воде ионов H⁺.

В воде всегда присутствуют ионы H+.

константа диссоциации может быть вычислена по формуле

Зная, что масса моля воды – 18г, а масса одного литра воды – 1000г, найдем молярную концентрацию воды:

тогда

- ионное произведение воды.

При температуре Т=298К ионное произведение воды К_В=1,008^-14. В чистой воде

, если же среда не нейтральная, то , но выполняется ВСЕГДА!!!

*Активность. а=γС . Коэффициент активности γ - поправка, которая вводится для того, чтобы законы, верные для идеальных растворов были верными для реальных. Коэффициент зависит от концентрации. При С→1 γ→1 и тогда

-всегда

Однозначность этой связи позволяет для определения кислотности или щелочности можно использовать величину, которую называют - водородным показателем pH=-lg(aH+)

*Водородный показатель, pH (произносится «пэ аш»), — это мера активности (в случае разбавленных растворов совпадает с концентрацией) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на литр:

pH>7 – щелочная среда

pH<7 – кислая среда

pH=7 – нейтральная среда

Роль pH в химии и биологии

Кислотность среды имеет важное значение для множества химических процессов, и возможность протекания или результат той или иной реакции часто зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований или на производстве применяют буферные растворы, которые позволяют сохранять практически постоянное значение pH при разбавлении или при добавлении в раствор небольших количеств кислоты или щёлочи.

Водородный показатель pH широко используется для характеристики кислотно-основных свойств различных биологических сред.