Принцип Ле-Шателье. Влияние одноименных ионов на равновесие диссоциации слабых электролитов

Принцип Ле-Шателье: Если на систему находящуюся в состоянии хим. равновесия оказывается какое-либо внешнее воздействие, то равновесие в результате протекания сместится таким образом, чтобы оказанное воздействие уменьшить.

Равновесие нарушается при изменении концентрации одного из участвующих в этом равновесии ионов: при ее увеличении происходит процесс, входе которого эти ионы связываются. Например, если в р-р уксусной к-ты, диссоциирующей согласно уравнению

ввести какую-либо соль этой кислоты и тем самым увеличить концентрацию ионов, то в соответствии с принципом Ле-Шателье, равновесие смещается влево, т.е. степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается. Вывод: Введение в р-р слабого электролита одноименных ионов уменьшает степень диссоциации этого электролита.

13.Расчёт концентраций ионов водорода и рН в растворах слабых кислот и оснований.

Слабая кислота диссоциирует согласно следующему уравнению:

Для точных расчетов в слабых кислотах:

Аналогично для точных расчетов в слабых основаниях:

В водном растворе слабой кислоты устанавливается равновесие: HF + H₂O D F^– + H₃O⁺,в котором участвуют две кислотно-основные пары: HF/F^– и H₃O⁺/H₂O. Сила кислоты HF количественно характеризуется ее константой кислотности К_А:

Чем больше численное значение константы кислотности, тем сильнее данная кислота и слабее сопряженное с ней основание. В общем случае константа кислотности может быть записана следующим образом:

где [A] и [B] - равновесные концентрации кислоты и сопряженного с ней основания.

Наиболее важной химической характеристикой водного раствора является его водородный показатель pH = - lg [H₃O⁺].

Если в водном растворе присутствует только рассматриваемая кислота A и ее сопряженное основание B, то, учитывая, что в состоянии равновесия [B]=[H₃O⁺], а также приняв, что равновесная концентрация [A] в первом приближении равна исходной концентрации этой кислоты, то есть [A]» C_A, имеем

Прологарифмируем это равенство и произведем алгебраические преобразования:

 

Когда имеем раствор основания B, то в нем устанавливается равновесие: B + H₂O D A + OH^––, характеризующееся константой основности

Чем больше численное значение константы основности, тем это основание сильнее и тем слабее сопряженная с ним кислота. В справочной литературе обычно приводятся только константы кислотности, но поскольку для любой сопряженной кислотно-основной пары произведение константы кислотности на константу основности есть величина постоянная, равная ионному произведению воды то соотношение можно записать следующим образом:

С учетом того, что [A] = [OH^–], а [B]» C_B, имеем:

Откуда

Прологарифмировав это выражение и произведя соответствующие преобразования, получим:

Для расчета рН раствора слабой кислоты или слабого основания можно вывести и другое выражение, в которое не входит исходная концентрация С растворенного вещества. Для этого следует прологарифмировать выражение (4) и выразить рН раствора следующим образом:

Данное уравнение выведено, исходя из выражения константы кислотности (1), однако оно пригодно и для вычисления рН раствора основания В, сопряженного с кислотой А, в чем Вы можете убедиться, выведя его из выражения константы основности (6). В дальнейшем будем пользоваться только константами кислотности (К) и их показателями (рК).

 

14.Ступенчатая диссоциация слабых многоосновных кислот, расчёт равновесных концентраций ионов, степени диссоциации и рН раствора.

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты наряду с молекулами Н3РО4 имеются ионы (в последовательно уменьшающихся кол.

При диссоциации слабого электролита по нескольким стадиям для каждой можно записать свою константу.

Каждая последующая стадия характеризуется меньшей константой. Так К1>K2>K3.