ТЕМА IV. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ. ПОВЕДЕНИЕ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА. ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ

4.1. Понятие об электролитах и неэлектролитах.
Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации,
константа ионизации. Закон разбавления Оствальда

 

Электролиты – это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам также относится большинство неорганических веществ: соли, кислоты, основания, а также некоторые органические вещества: карбоновые кислоты и их соли, соли аминов.

Неэлектролиты – вещества, растворы которых не проводят электрический ток. Это большинство органических       веществ.

Электролитическая диссоциация – это процесс распада на ионы электролита при растворении в воде или расплав-лении.

Для количественной характеристики силы электролита - глубины распада электролита на ионы в результате взаимодействия вещества и растворителя используются две величины:

- степень диссоциации (ионизации) - a;

- константа ионизации - К_ион.

Степень электролитической диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита.

Степень диссоциации принято выражать в долях от единицы: 0 ≤ a ≤ 1, или в %: 0 ≤ a ≤ 100 %. Например, a = 3 % - значит, из 100 молекул только 3 молекулы распадаются на ионы.

a характеризует силу электролита: чем больше a тем сильнее электролит.

a = 0 – это неэлектролит, диссоциация отсутствует;

a = 1 – это сильный электролит (НС1О₄) – полностью распадается на ионы.

По величине степени диссоциации все электролиты делятся на три группы:

- слабые электролиты (a < 3 %);

- средней силы (3 % < a < 33 %);

- сильные электролиты (a > 33 %).

Процесс распада на ионы молекул слабого электролита и электролита средней силы называется ионизацией и это процесс обратимый. Например, уравнение процесса ионизации слабой азотистой кислоты: HNO₂ ↔ H⁺ + NO₂^-.

Процесс распада на ионы молекул сильного электролита – процесс необратимый. Например, уравнения диссоциации сильных электролитов:

соляной кислоты  НС1 → Н⁺ + С1^-;

азотной кислоты HNO₃ → H⁺ + NO₃^-;

гидроксида калия КОН → К⁺ + ОН^-;

средней соли сульфата железа (III) (диссоциация средних солей происходит в одну ступень) Fe₂(SO₄)₃ → 2Fe³⁺ + 3SO₄^2-.

 

Факторы, влияющие на величину степени диссоциации

1. Концентрация раствора электролита. С увеличением концентрации раствора степень диссоциации уменьшается. Чем меньше концентрация электролита в растворе, тем больше степень диссоциации (см. далее закон разбавления Оствальда). При бесконечном разбавлении раствора степень диссоциации приближается к 1 (100 %).

2. т емпература. С повышением температуры степень диссоциации увеличивается.

3. Добавление электролита, содержащего одноименные ионы. При добавлении к раствору слабого электролита одноименных ионов степень диссоциации данного электролита уменьшается. Например, добавим к раствору уксусной кислоты раствор сильного электролита ацетата натрия:

СН₃СООН          СН₃СОО^- + Н⁺;                 

CH₃COONa → CH₃COO^- + Na⁺.

В результате увеличилась концентрация ацетат-ионов, равновесие ионизации уксусной кислоты сместилось влево, уменьшилась концентрация ионов Н⁺ и, соответственно, уменьшилась степень диссоциации.

4. Природа растворителя. Чем полярнее растворитель, тем выше в нем степень диссоциации. Самый полярный растворитель – вода, поэтому в водных растворах степень диссоциации самая высокая.

5. Природа растворенного вещества. Как уже было сказано выше, по степени диссоциации все электролиты делят на три группы: слабые, средней силы и сильные.

Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты (a → 1)	Слабые электролиты (a → 0)
Кислоты
HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HMnO4, HClO4, H2SeO4	H2CO3, H2S, H3PO4, H2SiO3, HCN, HNO2, HCOOH, CH3COOH, H2SO3
Основания
Щелочи: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2	Все нерастворимые в воде основания: Cu(OH)2, Fe(OH)2 и др., а также гидрат аммиака NH3∙ H2O
Соли
Большинство солей: Na2SO4, NaCl, KCl, Na2CO3, K3PO4, CH3COONa, HCOONa	Практически таких нет
	Вода Н2О ↔ Н+ + ОН-

Константа ионизации

 

В растворе слабых электролитов наблюдается равновесие между молекулами и ионами, к которому можно применить законы химического равновесия и записать константу равновесия (константу ионизации):

[ ] – равновесная концентрация.

К_ион. – это отношение произведения равновесных концентраций ионов в растворе к равновесной концентрации молекул электролита в растворе.

К_ион. зависит от природы растворителя, природы растворенного вещества, температуры и не зависит от концентрации раствора.

К_ион. используется для характеристики только слабых электролитов.

Ионизация слабых кислот характеризутся величиной константы ионизации К_а (acid - кислота).

Основность кислоты – это число ионов Н⁺, которое может отщепляться при диссоциации одной молекулы кислоты.

HCOOH, CH₃COOH, HNO₂ – одноосновные кислоты;

H₂SO₃, H₂СO₃ – двухосновные кислоты;

Н₃РО₄ – трехосновная кислота.

Ионизация слабых одноосновных кислот протекает в одну стадию и характеризуется одной константой ионизации К_а

Например, муравьиной кислоты:

НСООН ↔ НСОО^- + Н⁺

Или уксусной кислоты:

СН₃СООН ↔ СН₃СОО^- + Н⁺

Двух и более основные кислоты ионизируют ступенчато и характеризуются константами ионизации по каждой ступени:

I ступень   H₂S ↔ H⁺ + HS^-    

II ступень  HS^- ↔ H⁺ + S^2-                   .

Ионизация слабых оснований характеризуется величиной К_b (base – основание). Например, ионизация гидрата аммиака:

NH₃∙ H₂O ↔ NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^-

Закон разбавления Оствальда

Рассмотрим поведение слабого электролита в растворе:        КА ↔ К⁺ + А^-.

Запишем константу равновесия (ионизации):    введем обозначение:

С - исходная молярная концентрация электролита;

[KA] - равновесная концентрация после распада части молекул электролита на ионы;

a    - степень диссоциации.

[K⁺] = aC;   [A^-] = aC;    [KA] = C - aC = C(1 - a)

Подставим в константу ионизации:

,

или, если учесть, что a → 0, то К_ион. = a²С, откуда 

a² = К_ион./С;

полученное выражение называют законом разведения Оствальда. Он связывает константу ионизации и степень диссоциации. Физический смысл закона: с разбавлением раствора (уменьшением его концентрации) степень диссоциации увеличивается. Чем сильнее разбавляют слабый электролит, тем больше его степень диссоциации (a).

4.2. Ионизация воды. Ионное произведение воды.
Водородный и гидроксильный показатели (рН и рОН)

Вода – очень слабый электролит. Запишем уравнение ионизации воды: Н₂О + Н₂О ↔ Н₃О⁺ + ОН^-

Или упрощенно: Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-    

.

Известно, что при температуре 22-25^оС в 1 л на ионы распадается 10^-7 моль молекул Н₂О. Следовательно,                 [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л. Концентрацию молекул воды можно считать величиной постоянной, равной: [H₂O] = 1000/18 = 55, 56моль/л. Следовательно, константа ионизации воды при 22-25^оС будет равна К_и= 1, 82·10^-16.

Произведение равновесных концентраций ионов Н⁺ и ОН^- называется ионным произведением воды:            

К_W = [H⁺][OH^-]

К_W = 10^-7∙ 10^-7 = 10^-14. К_W = 10^-14 при Т = 22-25^оС.

Характер среды в водном растворе любого вещества определяется тем ионом Н⁺ или ОН^-, концентрация которого преобладает.

[H⁺] = [OH^-], т.е. [H⁺] = 10^-7 моль/л - среда нейтральная;

[H⁺] > [OH^-], т.е. [H⁺] > 10^-7 моль/л - среда кислая;

[H⁺] < [OH^-], т.е [H⁺] < 10^-7 моль/л - среда щелочная.

Важно отметить, что в любом водном растворе – нейтральном, кислотном, щелочном имеются водородные и гидроксильные ионы. При этом произведение концентрации этих ионов величина постоянная, равная ионному произведению воды.

Зная ионное произведение воды и концентрацию одного из ионов, можно вычислить концентрацию другого:

.

Водородный показатель

На практике принято оценивать ионное равновесие в водных растворах значением водородного показателя рН.

Водородным показателем рН называют отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода в водном растворе.      рН = -lgС_Н⁺.

Гидроксильным показателем рОН называют отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов ОН^- в водном растворе.    рОН = -lg С_ОН^-.

Ранее было показано, что в любом водном растворе при 22-25^оС: С_Н⁺∙ С_ОН^- = 10^-14.

Логарифмируя это выражение, получаем:

-lg (C_H⁺∙ C_OH^-) = -lg10^-14.

Десятичный логарифм – это показатель степени, в которую нужно возвести 10:

1g10^x = х,    lg10^-x = -х.

Логарифм произведения равен сумме логарифмов:

-lgC_H⁺ -lgC_OH^- = 14

рН + рОН = 14            Т = 22-25^оС

рН + рОН = 13, 6   при 37^оС

рОН = 14 – рН или рН = 14 – рОН   при 22-25^оС

выразим рН слабого электролита, если даны К_ион., a,    С_к-ты или С_осн. или отрицательные логарифмы этих величин.

Для слабой кислоты:

С_Н⁺ = aС_к

-lgС_Н⁺ = -lga - lgС_к

рН = рa + рС_к-ты, где р = -lg, следовательно

рa = -lga; рС_к = - lgС_к

или через константу ионизации:

С_Н⁺ = aС_к-ты.

По закону разведения Оствальда:

Подставим a:

Внесем С_к-ты под корень:             

Возьмем отрицательный логарифм этого выражения. Получим для слабой кислоты:

рН = ½ (рК + рС_к-ты),

где рК = -lgК;    рС_к-ты = -lgС_к-ты.

Для сильной кислоты:

a = 1 и уравнение рН = рa + рС_к-ты, т.к. рa = -lga = -lg1 = 0 преобразуется к виду:

рН = рС_к-ты 

Для слабого основания

С_ОН^- = aС_осн.

-lgC_OH^- = -lga – lgС_осн.

рОН = рa + рС_осн., где рa = -lga; рС_осн. = - lgС_осн.

или через константу ионизации:

С_ОН^- = aС_осн.

     Логарифмируя это выражение, получим:

рОН = ½ (рК + рС_осн.) - для слабого основания,

где рОН = -lgC_OH^-

       рК = -lgК

       рС_осн. = -lgС_осн.

Для сильного основания

a = 1, значит lga = 0,       рОН = рС_о.

Для наглядности приведем шкалу значений рН и С_Н⁺ при 22^оС.

 

Водородный показатель широко используется для характеристики кислотно-основных свойств различных биологических жидкостей. Значение рН среды оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков, ферментов, нуклеиновых кислот.

 

Значение рН некоторых биологических жидкостей

организма при 37^оС

 

Биологическая жидкость	Кровь	Желудочный сок	Кишечный сок	Слюна	Желчь
Значение рН	7, 36 ± 0, 05	1, 0 ± 0, 1	6, 4 ± 0, 4	6, 6 ± 0, 3	6, 9 ± 0, 4

Как видно из таблицы рН различных жидкостей изменяется в довольно широких пределах в зависимости от их         природы.

При патологических процессах наблюдается нарушение кислотно-щелочного равновесия: смещение рН биологической жидкости в кислую область, получило название ацидоз, а в щелочную область – алкалоз.

           

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: