Слабкі електроліти - студопедія

Слабкі електроліти - це елект Роліт, які в розчині неповністю диссоциируют на іони.

Властивості розчинів слабких електролітів в значній мірі обумовлені існуючими в них равновесиями між непродіссоцііровавшімі молекулами і іонами, які утворюються в результаті часткової дисоціації молекул.Реакціі дисоціації слабких електролітів описуються законом діючих мас і характеризуються константою і ступенем дисоціації.

Відповідно до теорії електролітичноїдисоціації Аррениуса, наприклад, у водному розчині оцтової кислоти розпадається на ацетат іони і іони водню:

Вираз закону діючих мас для реакції дисоціації оцтової кислоти:

К - константа рівноваги, яку для реакцій дисоціації називають константою дисоціації або константою іонізації; [CH3 COO -], [H +] і [CH3 COOH] - рівноважні концентрації ацетат- іонів, іонів водню і молекул оцтової кислоти.

Але теорія Арреніуса не враховує вплив розчинника і не можна, зокрема, представити існування катіона Н + в розчині, так як протон позбавлений електронної оболонки, менше інших іонів і дуже рухливий.

Багато розчинники мають здатність переносити протони до відповідних акцепторам або приєднувати протони до молекули розчинника.

Це враховує Протолітична теорія Н.Бренстеда і Т. Лоурі.

Відповідно до цієї теорії речовини, здатні віддавати протон, називаються кислотами, а речовини. які беруть протон - підставами.

Кислотами і підставами можуть бути як нейтральні молекули, так і іони.

Деякі речовини здатні бути і донором і акцептором протонів. Такі речовини називаються амфоліти. Наприклад, H2 О, HCO3 -. [Al (H2 O) 5 OH] 2.

Оборотні реакції з переносом протона від кислоти НА до основи В називаються кислотно-основними полуреакции. Реакція між кислотою і підставою - боротьба за протон між двома підставами:

кислота 1 підставу 2 кислота 2 підставу 1

Кислота і вийшло при віддачі протона підставу становлять пов'язану пару.

У цьому рівнянні це НА і А -. LН2 + і LH.

Приклади протолітічеських рівноваг:

кислота1 основаніе2 кіслота2 підставу 1

HCl + OH - = H2 O + Cl - (2)

кислота 1 підставу 2 кислота 2 підставу 1

кислота 1 підставу 2 кислота 2 підставу 1

кислота 1 підставу 2 кислота 2 основаніе1

Розчинник є одним з учасників Протолітична реакції.

Вода як амфоліт володіє як кислотними. так і основними властивостями.

Такі розчинники є амфіпротнимі. Найважливіша особливість амфіпротних розчинників - здатність до передачі протона від однієї молекули розчинника до іншого.

Такі процеси, в яких одна молекула розчинника проявляє властивості кислоти, а інша - підстави, називається автопротолізом.

Іон Н3 Про + називається Гидроксоній.

Константа автопротоліза води КW або КН2 про називається іонним добутком води: КW = a (Н3 Про +) a (ОН -) = 1,0 # 8729; 10 -14 (25 о С).

Іонний добуток води незалежно від зміни концентрацій іонів при незмінній температурі залишається постійним.

У нейтральному розчині а (Н3 Про +) = а (ОН -) = 10 -7 моль / л

У кислому середовищі а (Н3 Про +)> а (ОН -) .В лужному середовищі а (Н3 Про +)<а(ОН - ).

Кислотність середовища прийнято оцінювати по водневого показника рН, що дорівнює негативному десятковому логарифму від активності іона Н3 Про + (або Н +) рН = - lg а (Н3 Про +) або рН = - lg а (Н +).

При малої іонної силі, коли активність іона практично дорівнює його концентрації рН = -lg [H3 O +].

Аналогічно гідроксильний показник pOH = - lg a (OH -).

Таким чином, в нейтральному середовищі рН = рОН = 7.

У кислому середовищі: рН <7. рОН>7. У лужному середовищі: рН> 7, рОН <7.

При взаємодії з амфіпротнимі розчинниками, наприклад, водою розчинені речовини можуть виявляти як кислотні властивості (ур-е 4). так і основними властивостями (ур-е 3).

Сила кислоти і підстави характеризується константами рівноваг, які називаються відповідно константою кислотності Ка і константою основності Кb.

кислота 1 підставу 2 кислота 2 підставу 1

Ця константа показує відносну кислотність кислоти НА по відношенню основи В, тобто є константою кислотності Ка кислоти НА.

Протолітична рівновагу в водному розчині оцтової кислоти:

Константа кислотності оцтової кислоти Ка, що показує, що оцтова кислота є сильнішою кислотою, ніж вода:

У рівняння не входить активність води, яка прийнята рівною одиниці.

Протолітична рівновагу в водному розчині солі оцтової кислоти:

Константа цього Протолітична рівноваги, яка є константою основності ацетат іона:

Константа основності ацетат іона показує, що ацетат іон є більш сильною основою, ніж вода.

Константи кислотності і основності сполученої пари пов'язані між собою. Перемноживши Ка (СН3 СООН) і Кb (СН3 СОО -), отримаємо:

Або в загальному вигляді:

Твір констант кислотності і основності KaKb сполученої пари НА і А -

Активність розчинника HL прийнята рівною одиниці.

При малої іонної силі константи кислотності і основності можна виразити через концентрації:

Константи хімічної рівноваги, в тому числі константи кислотності і основності, теж прийнято виражати в логарифмічній формі;

pKa = - lg Ka, а pKb = - lg Kb

Для сполучених кислот і підстав pKa + pKb = 14 (298К)