Вода, водневий показник середовища, страница 2

     Розглянемо оборотну реакцію  НА   Û  Н⁺ + А^-. Запишемо константу рівноваги

    

     Константа рівноваги реакції іонізації називається константою іонізації (дисоціації. Константи дисоціації слабких кислот називають також константами кислотності (К_к), їхні значення для стандартних умов можна знайти в довіднику. Чим менше значення константи іонізації, тим слабкіше електроліт. Електроліти, що мають константи дисоціації менше 10^-4, відносять до слабких електролітів, наприклад, для оцтової кислоти  К_к = 1,74.10^-5, для синильної кислоти HCN К_к =  4,79.10^-10 (дуже слабка кислота).

Залежність К, a,і  для бінарного електроліту (закон розведення Оствальду).

     Розглянемо процес дисоціації слабкого бінарного  електроліту (молекула розпадається на два іони) у загальному виді (a - ступінь дисоціації слабкого електроліту):

        АВ    Û   А⁺  +  В^-

          С             -         -

         aС          aС     aС       де, aС-   концент. молекул, що розпалися на іони та утворених іонів,

      С-aС         aС     aС              С-aС   - концентрація молекул , що не розпалися на іони     

Для дуже слабких електролітів a®0 і тоді  К@a²С - закон розведення Освальда для бінарного електроліту. Розведення розчину слабкого електроліту супроводжується збільшенням ступеня дисоціації.

Отже концентрація відповідного іона в розчині слабкого електроліту буде дорівнювати добутку загальної концентрації речовини на ступінь дисоціації a.: К@a²С , де К – константа дисоціації слабкого електроліту. Виходячи з закону розведення :

 [H⁺]=ÖK× C_M,               pH = -lg(K×C_M)^1/2,              pH= ½ ×(pK- lgC_M).        (7)

Особливості розчинів сильних електролітів.

 Властивості, що виявляють розчини сильних електролітів, не відповідають дійсній концентрації іонів у розчині. Ізотонічний коефіцієнт, розрахований з дослідних даних, не є цілим числом (2,3,4 і т.д.), ступінь дисоціації, визначена експериментально, виявляється менше 100% (хоча молекул, що не розпалися, немає).

ПРИКЛАД 1.       Розглянемо сіль NaCl. У кристалі соли знаходяться тільки іони, що під 

                        впливом молекул води переходять у розчин (іон-дипольна взаємодія):

                                    Na_n⁺ Cl_n^-   +  n (x + y) H₂O  ¾¾® nNa⁺ × x H₂O + nCl^- × y₂O

                                   кристал                                               гідратовані іони

Процес дисоціації необоротний. Молекул немає ні в кристалах, ні в розчині. Виходить,  теоретично i = 2, a =1.   Експериментально встановлено, що розчин солі з моляльною концентрацією  с_m = 0,1 (моль/кг води) має температуру замерзання мінус 0,336 ⁰С. Таким чином,  DТ_зам = 0,336 градусів. За законом Рауля DТ_зам = i Kc_m. Тоді, i = 0,336/(1,86×0,1) = 1,8.

                       a = (i – 1)/(k – 1) = (1,8-1)/(2-1) = 0,8 (чи 80%) – уявна ступінь іонізації.

ПРИКЛАД 2                 Визначити рН розчинів:

. 1) Розчин 0,1 моль/л NaOH – це сильний електроліт, дисоціює повністю,

                      [OH^-] = 0,1 моль/л, [H⁺] = К_В / [OH^-] = 1×10^-14/0,1 = 1×10^-13 моль/л, рН = 13, лужний розчин.

                      2) Розчин 0,001 моль/л НС1 – це сильна кислота, дисоціює повністю,

                          [H⁺] = 0,001 моль/л,   рН = 3, кислотний розчин.

ПРИКЛАД 3. Визначити активність іонів водню в розчині  0,05н соляної кислоти  та рН розчину.

1)  Визначимо молярну концентрацію 0,05 н розчину соляної кислоти. Так як соляна кислота – одноосновна – отже См=С_N =0,05 моль/л

2)  Іонна сила розчину дорівнює І = 0,5(С(Н⁺)×1 + С (Cl^-)×1)= 0,5 ×( 0, 05+0,05)= 0,05

3)  Коефіцієнт активності знайдемо за формулою lg f= -0,5z²ÖI   = -0,112;   f= 0,95

4)  Активність а = fC_M= 0,95×0,05=0,0475 моль/л

5)  рН = -lg 0,0475=1,3