Іонні рівноваги в розчинах електролітів - студопедія

В основі іонних рівноваг в розчинах електролітів лежать положення класичної теорії дисоціації електролітів. Відповідно до цієї теорії кислотою називається речовина, яка при дисоціації розпадається на іони водню і кислотного залишку:

HAn = H + + An -. (7.11)

а підставою - речовина, яка при дисоціації розпадається на іони металу і гідроксилу:

MeOH = Me + + OH - (7.12)

До процесу дисоціації застосуємо закон діючих мас:

Якщо концентрація кислоти або підстави С, а ступінь дисоціації # 945 ;, то рівняння для константи дисоціації кислоти (7.13) або підстави (7.14) приймуть вид рівняння (7.3):

З рівнянь (7.11) і (7.12) видно, що при концентрації кислоти або підстави С і ступеня дисоціації # 945 ;, концентрація іонів водню і гідроксилу складе,

З урахуванням цього рівняння (15) можна записати у вигляді:

Для слабких кислот і підстав, коли # 945; 1, рівняння (7.17) приймає вид:

Концентрації іонів водню і іонів гідроксилу в розчинах електролітів пов'язані між собою іонним твором води, Чиста вода є слабким електролітом і дисоціює за рівнянням:

Константа дисоціації води виражається рівнянням:

Оскільки ступінь дисоціації води дуже мала, то концентрацію води СН Про можна вважати постійною величиною, тоді,

де КН Про - іонний добуток води.

Іонний добуток води залежить тільки від температури. При температурі 298 К КН О = 10 -14. Тоді після логарифмування рівняння (7.21) отримаємо для температури 298 К:

Величину (- lg CH) зазвичай позначають через рН і називають водневим показником, а величину (-lgCOH -) через рОН. Тоді для іонного добутку води для Т = 298 К можна записати:

рН + рОН = 14 (7.23)

Водневий показник рН може служити мірою кислотності або лужності водних розчинів електролітів. Чим нижче значення рН і вище значення рОН, тим більше кислотність розчину і навпаки. Якщо середовище нейтральна, то:

Розчини з рН <7 и рОН> 7 характеризуються кислим середовищем, а з рН> 7 і рОН <7 – щелочной средой.

При розрахунку концентрації іонів Н + і ОН - в розчинах слабких кислот і основ слід враховувати дисоціацію води. Константа дисоціації слабкої кислоти НАn виражається рівняння (7.13). Концентрація іонів водню в розчині кислоти внаслідок дисоціації води і електронейтральності розчину складе:

і для іонів гідроксилу

На підставі класичної теорії електролітичноїдисоціації було введено поняття твору розчинності малорозчинних солей. Процес дисоціації малорастворимой солі Аx By протікає по рівнянню:

Твір розчинності такої солі виражається рівнянням: