, поэтому в растворе устанавливается динамическое равновесие между молекулами и ионами. Следовательно, к процессу диссоциации слабого электролита мы модем применять законы химического равновесия. Например, ионное равновесие раствора уксусной кислоты выражается уравнением:

СН₃СООН = СН₃СОО^- + Н⁺

Применив закон действующих масс, мы можем написать выражение для константы равновесия: К_дис.= [СН₃СОО^- ][Н⁺]/[СН₃СООН]

Константа равновесия диссоциации для слабых электролитов называется константой диссоциации.

Константа диссоциации для слабых электролитов не зависит от концентрации раствора и при постоянной температуре является постоянной величиной для данного электролита. Она характеризует способность электролита распадаться на ионы: чем выше К_дис. Тем больше степень диссоциации данного электролита, тем сильнее этот электролит.

Многоосновные кислоты и основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато, и каждая из стадий диссоциации характеризуется собственной константой диссоциации.

1 ступень: Н₃РО₄= Н⁺ + Н₂РО₄^- К_д. = 7,6 10^-3

2 ступень: Н₂РО₄^- = Н⁺ + НРО₄^-2 К_д= 6,2 10^-8

3 ступень: НРО₄^-2 = Н⁺ + РО₄^-3 К_д= 4,4 10^-13

Диссоциация основания. 1 ступень: А1(ОН)₃= ОН^- + А1(ОН)₂⁺

2 ступень: А1(ОН)₂⁺= ОН^- + А1(ОН)⁺²

3 ступень: А1(ОН)⁺²= ОН^- + А1⁺³

Диссоциация средней соли: Nа₂SО₄ = 2 Nа⁺ +SО₄^-2

Диссоциация кислой соли: NаНSО₄ = Nа⁺ +НSО₄^-

НSО₄^- = Н⁺ +SО₄^-2

Диссоциация основной соли: 1 ступень: А1(ОН)С1₂= 2С1^-+ А1(ОН)⁺²

2 ступень: А1(ОН)⁺²= ОН^- + А1⁺³

Взаимосвязь между степенью и константой ионизации слабых электролитов.

Степень и константа ионизации характеризуют собой один и тот же процесс распада молекул на ионы, поэтому можно одну из этих величин выразить через другую.

Если обозначить молярную концентрацию электролита через С, а степень ионизации через α, то концентрация каждого из ионов будет равна Сα, а концентрация неионизированных молекул будет равна С- Сα или С(1- α).

Подставив полученные значения в уравнение константы ионизации бинарного электролита, получим:

---

Сα Сα/ С (1-α) =К К= Сα²/ 1- α

Закон разбавления В. Оствальда

Он установил зависимость между степенью ионизации слабого электролита и его концентрацией.

Если электролит является достаточно слабым и раствор его не слишком разбавлен, то степень ионизации его мала и величина (1-α) мало отличается от 1 следовательно

Сα²=К α=√К/С

Диссоциация воды

Вода служит не только наиболее распространенным растворителем для многих электролитов, но и сама является идеальным амфолитом. В соответствии с равновесием

H₂O ⇄ H⁺ + OH^–

в чистой воде присутствуют катионы водорода и гидроксид-анионы в строго эквивалентных количествах. Константа диссоциации воды



Величина[H⁺]×[OH^–] = 10^–14 называется ионным произведением воды – , K_w. Так как в воде концентрации гидратированных ионов равны, то

[H⁺] = [OH^–] = = 10^–7 моль/л.

Константа равновесия K_w увеличивается с ростом температуры. При добавлении кислоты концентрация ионов водорода увеличивается и соответственно уменьшается концентрация гидроксид-ионов, поскольку при данной температуре ионное произведение воды – величина постоянная. При добавлении щелочи наблюдается обратная картина. Таким образом, концентрация ионов водорода в растворе может служить мерой кислотности или щелочности среды. В кислых растворах [H⁺] > 10^–7, в щелочных [H⁺] < 10^–7. Вводится значение десятичного логарифма концентрации водородных ионов с обратным знаком, которое называют водородным показателем pH:

pH = –lg[H⁺]

Тогда для нейтральной среды pH = 7, для кислых растворов рН < 7, а для щелочных рН > 7. Аналогичным образом реакция среды может быть охарактеризована так называемым гидроксильным показателем:

pOH = –lg[OH^–]

Для воды рН = рОН = 7, а изменение рОН в кислых и щелочных растворах противоположно изменению рН. Прологарифмировав ионное произведение воды, получим

lg[H⁺] + lg[OH^–] = –14

Взяв логарифмы со знаком «–» , получим соотношение рН+рОН=14,

---

---

Гидролиз.

Взаимодействие ионов соли молекулами воды, приводящее к образованию ионов или молекул слабого электролита, называется гидролизом соли.В результате гидролиза солей образуются слабые кислоты или слабые основания, кислые или основные соли. При этом нарушается равновесие электролитической диссоциации воды, и. как правило, изменяется рН раствора.

Рассмотрим важнейшие случаи гидролиза солей.

1) Соль слабой кислоты и сильного основания. Сюда относятся такие соли как Na₂CO₃, K₂CO₃, CH₃COONa, KCN и т.д.

Na₂CO₃ + HOH ⇄ NaHCO₃ + NaOH

CO₃^2– + HOH ⇄ HCO₃^– + OH^–

KOH сильное основание, хорошо диссоциируется в водном растворе, а CH₃COOH – слабая кислота, распадающаяся на ионы лишь в очень малой степени. Раствор приобретает щелочную реакцию, вследствие наличия в нем свободных гидроксильных ионов в концентрации, более высокой, чем H⁺ ионов [OH^–]>[H⁺], pH>7.

2) Соль слабого основания и сильной кислоты. Сюда относятся NH₄Cl, NH₄NO₃, AlCl₃, CuSO₄ и т.д.

NH₄NO₃ + HOH ⇄NH₄OH + HNO₃

NH₄⁺ + HOH ⇄ NH₄OH + H⁺

NH₄OH – слабое основание, малодиссоциирующее, HNO₃ – сильная кислота, сильнодиссоциирующая. [H⁺]>[OH^–], pH < 7.

3) Соль образованная слабым основанием и слабой кислотой. Сюда относятся NH₄CN, Al₂S₃,(CH₃COO)₃Fe

СН₃СОО NH₄ + HOH ⇄ NH₄OH+ СН₃СООН

СН₃СОО^-+ NH₄⁺+ H₂ O ⇄ NH₄OH+ СН₃СООН

В результате гидролиза образуются два слабых электролита уксусная кислота и гидроксид аммония. Реакция среды растворов таких солей зависит от соотношения величин констант диссоциации продуктов гидролиза: если константа диссоциации слабой кислоты больше константы диссоциации слабого основания, то раствор будет слабокислым; если константа диссоциации слабого основания больше константы диссоциации слабой кислоты, то раствор будет слабощелочным; если константа диссоциации слабой кислоты и слабого основания одинаковы, то раствор будет нейтральным.

---

Константы диссоциации уксусной кислоты и гидроксида аммония очень близки по величине:

К _{СН3СООН} =1,75 ^.10^-5 К _NH4OH=1,79^.10^-5

Поэтому и раствор ацетата аммония почти нейтральный.

Растворимые в воде соли, образованные слабым многокислотными основаниями и слабыми многоосновными кислотами, в водных растворах полностью гидролизуются. Например А1₂(СО₃)₃:

А1₂(СО₃)₃ +6 Н₂О=2 А1(ОН)₃+ 3Н₂СО₃

4) Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой. Она не гидролизуется, т.к. обратная гидролизу реакция нейтрализации практически необратима, т.е. протекает да конца.

Степень гидролиза является количественной мерой гидролиза солей. Она зависит от природы соли, ее концентрации и температуры раствора.



Гидролиз соли, образованной слабой кислотой HA и сильным основанием, характеризуется константой гидролиза K_Г:



K_w – ионное произведение воды.

Аналогично для соли слабого основания MOH и сильной кислоты:



Индикаторы

Концентрацию ионов водорода и, следовательно, реакцию среды определяют с помощью специальных веществ – индикаторов.

Кислотно-основные индикаторы способны изменять свой цвет в зависимости от концентрации ионов водорода. По химической природе они в большинстве случаев являются слабыми органическими кислотами или основаниями. Недиссоциированные молекулы индикаторов и их ионы имеют разный цвет, например лакмус:

НАп = Н⁺+ Ап^-

Красный синий

Если к раствору индикатора прилить кислоту, концентрация ионов водорода увеличивается, и равновесие сместится в сторону недиссоциированных молекул лакмуса красного цвета. При добавлении щелочи гидроксид-ионы связывают ионы водорода лакмуса в малодиссоциированные молекулы воды, поэтому равновесие диссоциации лакмуса смещается в сторону образования в растворе анионов лакмуса синего цвета.

Интервал рН, в к отором происходит изменение окраски индикатора, называется интервалом перехода индикатора.

Произведение растворимости. В насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита устанавливается равновесие между осадком (тв. фазой)

---

Смотрите также файлы

• 2Жргізуші Добрый день! Дорогие учителя и ученики! 1жргізуші Бгінгі бізді Роза Баланованы 100 жылдыына орай йымдастырылы отыран Отбасылы таланеттылар.docx

• Таырыбы "Табиат жне біз" Масаты.docx

• Урок 34 Раздел Искусство Кабдолдина А. Б.pptx

• Сценарий сказки Колобок.docx

• Экологические проблемы Дальнего Востока.docx