1. Константа диссоциации
Важнейшейхарактеристикой слабогоэлектролитаслужит константа
диссоциации. HAn:Рассмотримравновеснуюреакциюдиссоциациислабогоэлектролита
КонстантаравновесияKр этой реакции и естьKд:
.Константадиссоциациихарактеризуетспособностьэлектролитадиссоциироватьна ионы
, .Чембольшеконстанта тембольшеионовв растворе Константадиссоциациине зависит
,от концентрацииэлектролита апотому являетсяболееобщейхарактеристикой
, .электролита чемстепеньдиссоциации Определимзависимостьмежду константой
.диссоциациии степеньюдиссоциации Есливыразитьравновесныеконцентрациичерез
концентрацию слабогоэлектролитаC ,и егостепеньдиссоциацииα то получим
Это соотношениеназываютзакономразбавленияОствальда. Дляоченьслабых
<< 1 :электролитовпри α это уравнениеупрощается
Тогда
.Кислоты и основаниядиссоциируют ступенчато Каждаяступеньдиссоциации
. , Hхарактеризуетсясвоейконстантой Так трехосновнаяортофосфорнаякислота 3PO4
:диссоциируетследующимобразом
Реакция КонстантадиссоциацииKд Степеньдиссоциацииα
= 27 %α
= 0,15 %α
= 0,005 %α
Вообщедляслабойкислотыстепеньдиссоциацииуменьшаетсяпо сравнению с
. - .предыдущей Объяснитьэтот фактможно исходяиз принципаЛе Шателье
,Действительно если
(I) H2СО3 <=> Н+
+ НСО3
–
(α1)
(II) НСО3
–
<=>Н+
+ СО3
2-
(α2<<<α1)
то значительноболеевысокаяконцентрацияионовН+
на стадии I создает избыток ионов
Н+
для стадии II и очень сильно подавляет (сдвигает влево) равновесие (II), тем самым
2. уменьшая степень диссоциации. Следовательно, ионов СО3
2-
в растворе угольной кислоты
практически нет.
Хромовая кислота и полигидрат диоксида серы (сернистая кислота) по первой
ступени диссоциируют как сильные кислоты, а по второй ступени – как слабые.
Сильные кислоты диссоциируют нацело по всем ступеням, поэтому гидроанионов
в растворах таких кислот нет.
(I) H2SО4 <=> Н+
+ НSО4
–
(α→1)
(II) НSО4
–
<=>Н+
+ SО4
2-
(α→1)
В концентрированном растворе степень диссоциации сильно уменьшается (для
всех ступеней) и появляется заметная концентрация как молекул, так и гидроанионов.
В предельно разбавленных растворах даже самые слабые электролиты
(малорастворимые основные и амфотерные гидроксиды и др.) становятся достаточно
сильными (α→1), но из-за весьма малой концентрации вещества значение pH таких
растворов практически не отличается от чистой воды. В химической практике предельно
разбавленные растворы не используются, так как хотя они содержат электролит в почти
полностью диссоциированном состоянии, но в таком малом количестве, что становится
экономически невыгодно проводить химические реакции с участием электролитов и
технически сложно наблюдать результаты этих реакций.
3. , ,Важноезначениеимеетдиссоциацияводы поскольку являясьслабымэлектролитоми
, -обычнымрастворителем онаучаствуетв кислотно основномравновесиирастворенных в
.ней электролитов
:Водадиссоциируетна ионы
298 Kееконстантапри равна
При стольмалойконстантедиссоциацииконцентрацияводыостаетсяпрактически
неизменнойи равной
Отсюдапроизведениепостоянных величин Kд [H∙ 2O] = [H+
] [OH∙ –
] = const.
, ,Численнаявеличинапроизведенияионов на которыедиссоциируетвода называемое
ионнымпроизведениемводыKв, равна
Таким образом, в пределах 15–25 °C ионное произведение воды Kв = 10–14
. Для чистой
воды, где [H+
] = [OH–
] , концентрация любого иона равна √Kв= 10–7
. Рассмотрим, как
изменится концентрация при добавлении других веществ, например, соляной кислоты,
которая диссоциирует в воде на ионы Н+
и Сl-
. Концентрация ионов Н+
в растворе станет
увеличиваться, а концентрация [ОН-
] уменьшится. Напротив, если к воде добавить
щелочь, то концентрация [ОН-
] увеличится, а [Н+
] уменьшится. Концентрации [Н+
] и [ОН-
]
взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая, и наоборот. Зная [Н+
] и Kв,
можно рассчитать [ОН-
] :
[ОН-
]= Kв /[Н+
] и наоборот
Итак, равенство [H+
] и [OH–
] соответствует нейтральной среде [H+
] = [OH–
] = 1 ∙ 10–7
, при
[H+
] > 1 ∙ 10–7
– кислой, при [H+
] < 1 ∙ 10–7
– щелочной. Чтобы не писать числа с
показателем степени, кислотность раствора часто выражают через отрицательный
логарифм концентрации ионов водорода, называя эту величину рН
5. Величина рН впервые была введена
датским химиком С. Серенсоном. Буква “р”
-начальная от датского слова potenz
(математическая степень), “Н” - символ
водорода. В кислых растворах рН < 7, в
нейтральных рН = 7, в щелочных pH > 7.
Для расчетов удобно логарифмировать выражение для Kв :
pH + pOH = 14
pH + pOH = 14, , pHПоскольку можно видеть что можетменятьсяот небольших
, 14 (pH NaOH cотрицательныхзначенийдо величин немного превышающих C = 2 равен
14,3). pH .Нарисункеприведены некоторыхбытовыхрастворови пищевыхпродуктов
Качественнокислотностьи щелочностьсредыопределяетсяс помощью
, pH ,индикаторов изменяющих свою окраску в зависимостиот среды в которой они
. , , pH=5 pH=8.растворены Так например лакмус имееткрасную окраску при и синюю при
5 8 .В промежутке от до окраскаменяется от краснойдо синей Этот интервалназывается
областьюпереходаиндикатора. Фенолфталеиниз меняетокраскус бесцветнойдо
малиновойв интервалеpH 8,2-10, – pHаметиловыйоранжевый от краснойдожелтойпри
3,1-4,4.
pH различныхвеществи систем
6. pH .играетбольшуюрольв самыхразличныхявленияхи процессахМногие
pH.явлениятребуют строго определенного Поддержать нужное значение рН, не дать ему
заметно отклониться в ту или другую сторону при изменении условий возможно при
использовании так называемых буферных (от англ. buff – смягчать толчки) растворов.
Такие растворы часто представляют собой смесь слабой кислоты и ее соли или слабого
основания и его соли. Подобные растворы «сопротивляются» в определенных пределах
(которые называются емкостью буфера) попыткам изменить их рН. Например, если
попытаться немного подкислить смесь уксусной кислоты и ацетата натрия, то ацетат-
ионы свяжут избыточные ионы Н+ в малодиссоциированную уксусную кислоту, и рН
раствора почти не изменится (ацетат-ионов в буферном растворе много, так как они
образуются в результате полной диссоциации ацетата натрия). С другой стороны, если
ввести в такой раствор немного щелочи, избыток ионов ОН– будет нейтрализован
уксусной кислотой с сохранением значения рН. Аналогичным образом действуют и
другие буферные растворы, причем каждый из них поддерживает определенное значение
рН. Буферным действием обладают также растворы кислых солей фосфорной кислоты и
слабых органических кислот – щавелевой, винной, лимонной, фталевой и др. Конкретное
значение рН буферного раствора зависит от концентрации компонентов буфера. Так,
ацетатный буфер позволяет поддерживать рН раствора в интервале 3,8–6,3; фосфатный
(смесь КН2РО4 и Na2НРО4) – в интервале 4,8 – 7,0, боратный (смесь Na2B4O7 и NaOH) – в
интервале 9,2–11 и т.д.
Многие природные жидкости обладают буферными свойствами. Примером может
служить вода в океане, буферные свойства которой во многом обусловлены растворенным
углекислым газом и гидрокарбонат-ионами НСО3
-
. Источником последних, помимо СО2,
являются огромные количества карбоната кальция в виде раковин, меловых и
известняковых отложений в океане. Интересно, что фотосинтетическая деятельность
планктона – одного из основных поставщиков кислорода в атмосферу, приводит к
повышению рН среды. Происходит это в соответствии с принципом Ле Шателье в
результате смещения равновесия при поглощении растворенного углекислого газа: 2Н+
+
СО3
2-
= Н+
+ НСО3
-
, H2СО3 = H2О + СО2. Когда в ходе фотосинтеза СО2 + H2О + hv =
1/n(C H2О)n + О2 из раствора удаляется СО2, равновесие смещается вправо и среда
становится более щелочной. В клетках организма гидратация СО2 катализируется
ферментом карбоангидразой.
Клеточная жидкость, кровь также являются примерами природных буферных
растворов. Так, кровь содержит около 0,025 моль/л углекислого газа, причем его
содержание у мужчин примерно на 5% выше, чем у женщин. Примерно такая же в крови
концентрация гидрокарбонат-ионов (их тоже больше у мужчин).
7. pH .играетбольшуюрольв самыхразличныхявленияхи процессахМногие
pH.явлениятребуют строго определенного Поддержать нужное значение рН, не дать ему
заметно отклониться в ту или другую сторону при изменении условий возможно при
использовании так называемых буферных (от англ. buff – смягчать толчки) растворов.
Такие растворы часто представляют собой смесь слабой кислоты и ее соли или слабого
основания и его соли. Подобные растворы «сопротивляются» в определенных пределах
(которые называются емкостью буфера) попыткам изменить их рН. Например, если
попытаться немного подкислить смесь уксусной кислоты и ацетата натрия, то ацетат-
ионы свяжут избыточные ионы Н+ в малодиссоциированную уксусную кислоту, и рН
раствора почти не изменится (ацетат-ионов в буферном растворе много, так как они
образуются в результате полной диссоциации ацетата натрия). С другой стороны, если
ввести в такой раствор немного щелочи, избыток ионов ОН– будет нейтрализован
уксусной кислотой с сохранением значения рН. Аналогичным образом действуют и
другие буферные растворы, причем каждый из них поддерживает определенное значение
рН. Буферным действием обладают также растворы кислых солей фосфорной кислоты и
слабых органических кислот – щавелевой, винной, лимонной, фталевой и др. Конкретное
значение рН буферного раствора зависит от концентрации компонентов буфера. Так,
ацетатный буфер позволяет поддерживать рН раствора в интервале 3,8–6,3; фосфатный
(смесь КН2РО4 и Na2НРО4) – в интервале 4,8 – 7,0, боратный (смесь Na2B4O7 и NaOH) – в
интервале 9,2–11 и т.д.
Многие природные жидкости обладают буферными свойствами. Примером может
служить вода в океане, буферные свойства которой во многом обусловлены растворенным
углекислым газом и гидрокарбонат-ионами НСО3
-
. Источником последних, помимо СО2,
являются огромные количества карбоната кальция в виде раковин, меловых и
известняковых отложений в океане. Интересно, что фотосинтетическая деятельность
планктона – одного из основных поставщиков кислорода в атмосферу, приводит к
повышению рН среды. Происходит это в соответствии с принципом Ле Шателье в
результате смещения равновесия при поглощении растворенного углекислого газа: 2Н+
+
СО3
2-
= Н+
+ НСО3
-
, H2СО3 = H2О + СО2. Когда в ходе фотосинтеза СО2 + H2О + hv =
1/n(C H2О)n + О2 из раствора удаляется СО2, равновесие смещается вправо и среда
становится более щелочной. В клетках организма гидратация СО2 катализируется
ферментом карбоангидразой.
Клеточная жидкость, кровь также являются примерами природных буферных
растворов. Так, кровь содержит около 0,025 моль/л углекислого газа, причем его
содержание у мужчин примерно на 5% выше, чем у женщин. Примерно такая же в крови
концентрация гидрокарбонат-ионов (их тоже больше у мужчин).
