14)Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

Константа диссоциации хар-ет поведение слабых эл-ов. На ряду со степенью диссоциации.

Степень диссоциации зависит от: природы жидкости, концентрации (чем <C,тем >ст.дисс.),теспературы(чем >t,тем>ст.дисс).

Константа диссоциации зависит от:природы жидкости, температуры (чем >t,тем >конст.дисс.),НЕ зависит от концентрации).

Связь ст.диссоциации и конст.диссоциации определяется законом разбавления Оствальда:  с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается.

15)Ионное произведение воды. Водородный показатель. Понятие об индикаторах.

Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает определённой, хотя и незначительной, электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем, что молекулы воды, частично распадаются на ионы, т.е. H2O является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть записан

H2O + H2O ↔ H3O⁺ + OH¯. Этот процесс называется самоионизацией или автопротолизом. Реакцию воды часто записывают в более простом виде:H₂O ↔ H⁺ + OH¯. Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению

К_д = (a_H a_OH)/a_H2O (1). Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 10⁸ молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями , а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу её моля: 1000/18 = 55,5 моль/л. Считая эту величину постоянной, можно уравнение (1) записать в виде: [H⁺] [OH¯] = Кд 55,5 = Кв, где Кв – ионное произведение воды. При расчётах связанных с водными растворами электролитов, используют не концентрации, активности ионов: a_H·a_OH = Кв.

Для воды и разбавленных водных растворов при неизвестной температуре произведение концентраций ионов гидроксония и гидроксид ионов – есть величина постоянная. Эта величина наз. ионным произведением воды.

Вода является слабым электролитом и в незначительный степени диссоциирует на ионы по реакции: H₂O ↔ H+ + OHK = ([H⁺][OH^-])/[H₂0] = 1.8 · 10^-16 (при 22 ⁰С).

Водородным показателем, или pH, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH = - lg a_H. Водородный показатель определяет характер реакции раствора. При pH<7 реакция раствора кислая, при pH>7 – щелочная, при pH=7 – реакция нейтральная. Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы H⁺ и OH¯ непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Кроме того, эти ионы являются гомогенными катализаторами многих реакций. Величина pH может служить критерием силы кислоты или основания. Водородный показатель играет важную роль в жизнедеятельности организма, так в норме pH сыворотки крови равен 7,40 ± 0,05, слёз – 7,4 ± 0,1. отклонение pH от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма. Существенно влияние на урожайность оказывает pH почвы, на экологию водоёма – pH воды.

Подавляющее большинство веществ обладает ограниченной растворимостью в воде и других растворителях. Поэтому на практике часто приходится встречаться с системами, в которых в состоянии равновесия находят осадок и насыщенный раствор электролита. Вследствие динамического характера равновесия скорость процесса растворения осадка будет совпадать со скоростью обратного процесса кристаллизации.

A_nB_m(т) ↔ nA^m+ + mB^n-.

Произведение активностей ионов электролита, содержащихся в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная. Эту величину называют произведением растворимости электролита и обозначают ПР. как константа равновесия, произведение растворимости зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и не зависит от активностей ионов в растворе.

Связь между ПР и растворимостью c_p выразиться уравнением:

ПР=(nCр_Аm+)ⁿ(mCр_Bn-)^m