Диссоциация слабых электролитов

При диссоциации слабого бинарного электролита в растворе устанавливается равновесие.

CH₃COOH  CH₃COO^- + H⁺

При этом, если начальная концентрация электролита равна С, а степень диссоциации a, то

[CH₃COO^-] = [H⁺] = aC

[CH₃COO^-] = C - aC

для a<<1         K=ca²       и   

Приведенное уравнение выражает закон разбавления Оствальда, согласно которому степень диссоциации слабого электролита растет с разбавлением раствора.

 

Добавление в раствор слабых электролитов одноименных ионов вызывает смещение равновесия реакции диссоциации в сторону ее уменьшения (эффект одноименного иона).

 

 

Электролитическая диссоциация воды

 

Процесс ионизации воды протекает по уравнению:

Н₂О  Н⁺ + ОН^-- + 55,90 кДж/моль.

Константа равновесия процесса диссоциации воды можно записать в виде:

Концентрация молекул воды – постоянная величина, которую можно рассчитать по уравнению:

 

 [H₂O]= n(H₂O)/1л = 1000 0,9971/18,015 = 55,5 моль/л,

где 0,9971г/мл -плотность воды, 18,015 г/моль -молярная масса воды.

Объединяя две постоянные величины в одной части уравнения, получим:

K[H₂O] = 1,8×10^-16 × 55,5 = 10^-14 = [H⁺] × [OH^-] = KH₂O – ионное                                                       произведение воды.

Ионное произведение воды увеличивается с увеличением температуры:

t,°C	10	22	30	100
KH2O	0,4×10-14	1,0×10-14	1,9×10-14	74×10-14

 

В нейтральном растворе концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны: [H⁺] = [OH^-] = = 10^-7 моль/л.

В кислом растворе [Н⁺] > [OH^-]; [H⁺] >10^-7 моль/л.

 В щелочном растворе [H⁺] < [OH^-]; [H⁺]< 10^-7 моль/л.

 

Зная концентрацию одного из ионов, например [Н⁺] и ионное произведение воды, можно рассчитать концентрацию ионов [OH^-] и, наоборот.

 

Пользоваться в расчетах такими малыми величинами концентраций ионов(10^-9, 10^-13 моль/л и т.д.) неудобно, поэтому используют их отрицательные десятичные логарифмы. Отрицательный логарифм концентрации ионов водорода (или отрицательный логарифм активности ионов водорода) называют водородным показателем,рН:

 рН = –lg[H⁺]  

Зная, что [H⁺] × [OH^-]= 10^-14, получим: рН + рОН = 14

 

В нейтральном растворе при 22^оС рН = рОН = 7.

В кислом растворе рН < 7.

В щелочном растворе рН > 7.

 

Кислотно-основные индикаторы – это вещества, меняющее окраску в определенной области значения ph раствора. Индикаторами могут быть слабые органические кислоты или основания, молекулы и ионы которых имеют разную окраску.

 

Область перехода окраски некоторых индикаторов

Индикатор	Цвет		Область перехода окраски, рН
	кислотная форма	щелочная форма
Метилоранж	красный	желтый	3,2 – 4,5
Фенолфталеин	бесцветный.	красный	8,2 – 10,0
Лакмус	красный	синий	6,0 –9,0

 

 

Буферные растворы

 

Буферные растворы используют для поддержания постоянной величины рН в исследуемом растворе при добавлении к нему небольших количеств сильной кислоты, сильного основания или при разбавления раствора.

В качестве буферных растворов обычно используют смеси растворов слабых кислот или слабых оснований и их солей или смеси солей многоосновных кислот различной степени замещения. В таблице приведены примеры наиболее часто используемых буферных растворов и величины рН, которые они поддерживают:

 

Состав буферного раствора	Название буфера	рН
Смесь СН3СООН и СН3СООNа	Ацетатный буфер	4,7
Смесь NаН2РО4 и Nа2НРО4	Фосфатный буфер	6,5
Смесь NН4ОН и NН4С1	Аммиачный буфер	9,25

 

Буферная система может связывать как ионы Н⁺, так и ОН^- приливаемых сильных кислот и оснований в слабые электролиты, незначительно изменяя величину рН раствора.

Пример: Ацетатный буферный раствор содержит смесь CH₃COOH и CH₃COONa. Диссоциация слабого электролита – уксусной кислоты – отражается уравнением реакции:                        CH₃COOH  CH₃COO  + H⁺ и описывается константой равновесия:

K_a=  = 1.8 10

При добавлении ацетата натрия концентрация ионов CH₃COO  возрастает и определяется концентрацией соли: [CH₃COO ] C_с. Диссоциация слабого электролита уменьшается за счет введения одноименного иона, поэтому [CH₃COOH] C_к, где C_к – концентрация кислоты.

K_a= ;  

[H⁺] = K_a ;  

pH = –lg[H⁺] = pK_a – lg (), 

где pK_a = - lg K_a.

Таким образом, рН буферных растворов не зависит от концентраций компонентов, а определяется их отношением.

При добавлении небольших количеств сильных кислот и оснований компоненты буферного раствора реагируют с ними, переводя их в слабые электролиты:

CH₃COOH + NaOH = CH₃COONa + H₂O (концентрация соли увеличивается на концентрацию добавленной щелочи, а концентрация кислоты уменьшается на ту же величину):

pH = –lg[H⁺] = pK_a - lg ();

CH₃COONa + HCl = CH₃COOH + NaCl,

pH = –lg[H⁺] = pK_a - lg ().

Так как отношение концентраций изменяется меньше, чем их сумма или разность, общее значение рН изменяется незначительно.

Количество сильной кислоты или сильного основания, которые нужно добавить к буферному раствору для изменения рН одного литра его раствора на единицу, называют буферной емкостью (B). Она может быть вычислена относительно кислоты (B _а) или основания (B_b).

B_a =

B_b =

где B_a и B_b – буферные емкости по кислоте и основанию соответственно; C_a и C_b – концентрации добавленных кислоты и основания; pH ₁ и pH ₂ – исходные и конечные значения рН раствора;   V_a and V_b – объемы добавленных сильных кислоты и основания.

 

Примеры решения задач

Пример 26. Рассчитайте pH 0.01 M раствора NaOH.

Решение. Так как NaOH является сильным электролитом, то он полностью диссоциирует в растворах:

NaOH ® Na⁺ + OH^-

[OH^-] = C(NaOH) = 10^-2 моль/л.

[H⁺] = 10^-14/[OH^-] = 10^-12 моль/л.

pH = –lg [H⁺] = 12.

 

Пример 27. Рассчитайте pH 0.01 M раствора of CH₃COOH.

Решение. Уксусная кислота – слабый электролит, диссоциирующий обратимо: CH₃COOH   CH₃COO^- + H⁺

[H⁺] = a×C(CH₃COOH)

Согласно закону разбавления Оствальда, , поэтому

Константа диссоциации уксусной кислоты– табличная величина, которая равна K(CH₃COOH) = 1.75×10^-5, поэтому

 моль/л

pH = –lg [H⁺] = –lg (4.18×10^-4) = 4 – lg(4.18) = 3.38.

 

 

Пример 28. Рассчитайте pH буферного раствора, содержащего 0.01 моль/л CH₃COOH и 0.1 моль/л CH₃COONa.

Решение.        CH₃COOH   CH₃COO^- + H⁺

(слабый электролит)

CH₃COONa ® CH₃COO^- + Na⁺

(сильный электролит)

pH = –lg [H⁺] = –lg (1.75×10^-6) = 6 – lg(1.75) = 5.76.