2 .Слабые электролиты.

АВ  А⁺+ В^-

К слабым относят некоторые минеральные кислоты (HNO₂, HCN, H₂SO₃), большинство оснований, практически все органические кислоты, у которых степень диссоциации не превышает 5% (0,05).

2.1Константа диссоциации

Константа диссоциации – отношение произведения концентраций ионов в растворе в степенях равных их количеству к концентрации недиссоциированных электролитов (моль/л)

Константа диссоциации (7.5) – отношение произведения концентраций ионов в растворе в степенях равных их количеству к концентрации недиссоциированных электролитов (моль/л).

Поскольку в растворе существует равновесие АВ А⁺+ В^-, то запишем формулу для константы этого равновесия (1)

2.2 Закон разведения Оствальда.

Выразим константу диссоциации через степень диссоциации (7.4)

Пусть концентрация электролита в растворе к распаду молекул на ионы равнялась молярной концентрации (С_М )(6.6) ,тогда имеем соотношения концентраций:

[A⁺] = [B^-] = С_М и [AB] = (1-)С_М (2)

Если подставить (2) в (1) имеем уравнения:

Это закон разведения Оствальда

Если  намного меньше 1, то имеем расчетную формулу:

К = ²С_М

Отсюда

 = К/С_М

[A⁺] = [B^-] = С_М = С_М К/С_М = К∙С_М (3)

Таким образом: поскольку константа диссоциации (как любая константа равновесия) не зависит от концентрации, то степень диссоциации  при увеличении концентрации раствора уменьшается, а при уменьшении концентрации - увеличивается. При прибавлении в раствор одноименных ионов (например: растворение в растворе кислоты его соли) равновесие диссоциации смещается и в соответствии с принципом Ле-Шателье оно смещается в сторону образования недиссоциированных молекул, т.е. это приводит к уменьшению степени диссоциации .

2.3 Показатель константы диссоциации.

Для расчетов, которые связаны с диссоциацией кислот, пользуются не константами диссоциации, а так называемым показателем константы диссоциации (рК)

рК = -lgК (4)

Видим, что чем больше рК, тем К - меньше, т.е. более слабая кислота.

2.4 Ступенчатая диссоциация.

В растворах многоосновных кислот и им подобных диссоциация идет ступенями:

1 ступень. АВ₂  АВ⁺+ В^- К₁ = AB⁺[B^-]/[AB₂]

2 ступень. АВ⁺ А²⁺+ В^- К₂ = [A²⁺][B^-]/[AB⁺]

K= K₁∙K₂ =[A²⁺][B^-]²/[AB₂]

Ионное произведение воды

Вода как слабый электролит в незначительной степени диссоциирует на ионы Н⁺ и ОН^- по уравнению:

Н₂О  Н⁺+ ОН^-,

соответственно

К=[H⁺][OH^-]/[H₂O] (5)

Поскольку <<1, и плотность воды равняется 1г/см³, то

[H₂O] = 1000г/18 г/моль= 55,55 моль/л

В разбавленных водных растворах эту величину можно принять постоянной. Эксперименты показывают, что

 =1,8·10^-9 при t=25С. Тогда К = ²С_М/(1-) = 1,8·10^-16.

Подставляя это значения в формулу (5) имеем, что

= [H⁺][OH^-] = 1.8·10^-16·55,55 = 10^-14

Таким образом, произведение концентраций ионов Н⁺ и ОН^- для воды и водных растворов (при определенной температуре) постоянно. Эта величина носит название ионного произведения воды и обозначается К_В или К_Н2О.

В чистой воде [H⁺] = [OH^-] = =10^-7моль/л

В растворах кислот [H⁺]>10^-7 ; [OH^-]<10^-7

В растворах оснований [H⁺]<10^-7 ; [OH^-]>10^-7

Отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов называется водородным показателем рН = -lg[H⁺],

а гидроксид-ионов - гидроксильным показателем pOH = -lg[OH^-]

При t = 25С pН + pOH = 14

Водородный показатель (7.6) – отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода.

Зависимость от температуры:

tC	10	18	25	37	50	60	80	100
=-	14.54	14.24	14.00	13.61	13.26	13.02	12.60	12.26

В кислых растворах рН<7, в щелочных- рН>7. При более точных расчетах следует учитывать коэффициенты активности ионов.