11. Растворы слабых электролитов. Константа диссоциации слабого электролита. Факторы, влияющие на степень диссоциации слабого электролита.

Слабые электролиты ( < 3 % в 0,1 М растворах). Слабыми электролитами являются H₂S, H₂CO₃, HNO₂, HCN, H₂SiO₃, H₃BO₃, HClO и др., а также большинство оснований многовалентных металлов, NH₄OH и вода.

Слабые электролиты диссоциируют частично и обратимо. В их растворах преобладают не ионы, а молекулы. К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать константу равновесия, которая называется константой диссоциации (К_Д) и приводится в таблицах. Константа диссоциации характеризует силу электролита: чем больше величина К_Д., тем сильнее электролит, и наоборот.

H NO₂ H⁺ + NO₂^– (уравнение электролитической диссоциации)

1, где [H⁺], [NO₂^-], [HNO₂] – молярные равновесные концентрации соответствующих частиц в растворе, К_Д – константа диссоциации азотистой кислоты HNO₂

Степень диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, присутствия в растворе одноименных ионов, температуры. Для одного и того же электролита при данной температуре степень диссоциации () увеличивается с разбавлением раствора; при больших разбавлениях электролит полностью диссоциирует (1). С увеличением температуры  также увеличивается.

11. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.

Ионное произведение воды — произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксида OH⁻ в воде или в водных растворах.

Диссоциация воды

Вода в очень малой степени находится в диссоциированном состоянии (очень слабый электролит): H₂O H⁺ + OH ^–

К её диссоциации можно применить закон действующих масс:

При столь малой константе диссоциации (К_Д), концентрация воды остается практически неизменной и равной: [H₂O]=1000/18=55.6 моль/л. Произведение постоянных величин также постоянная величина: K_д∙[H₂O] = [H⁺]∙[OH^–]. Таким образом, произведение молярных концентраций ионов водорода [H⁺] и гидроксильных групп [OH^–] в любом водном растворе есть величина постоянная (при данной температуре) и называется ионным произведением воды (К_В). Диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому ионное произведение воды (К_В) зависит от температуры. С повышением температуры увеличивается концентрация [H⁺] и [OH^–] ионов и величина ионного произведения: так, при 100^оС: К_В = [H⁺][OH^–] = 59∙10^-14 , при 0^оС: К_В = [H⁺][OH^–] = 0,139∙10^-14.

Водородный показатель (рН) — отрицательный десятичный логарифм активности, или концентрации, водородных ионов в растворе (—lg [H]). В. п. является основной количественной характеристикой кислотности водных растворов., выраженной в молях на литр:

По аналогии рН введен гидроксильный показатель (рОН):

рОН = –lg [ОH^-], где [ОH^-] - молярная концентрация ионов ОH^-. А также показатель константы воды: рК_В = –lg К_В . Логарифмируя ионное произведение воды получаем выражение: –lg [H⁺][OH^–] = –lg 10^–14 и далее: pH + pOH = 14.