Диссоциация слабого основания.

Дата: 2025-05-01; Просмотры: 7

Оценка:

0.00 из 5.00 — оценок

Скачиваний: 0

Скачать

Диссоциация воды. Ионное произведение воды К _w.

Аналогичные по форме соотношения можно получить при расчёте равновесия диссоциации слабого основания, например, гидроксида аммония NH₄OH:

NH₄OH Û NH₄⁺ + OH^-

a » и [OH^-] = [NH₄⁺] = a × с₀ = , (5.10)

где с₀ – молярная концентрация аммиака в его растворе, а К_дис. – справочное значение константы диссоциации гидроксида аммония; константу диссоциации основания обозначают К _b (от английского слова base – основание).

Диссоциация слабого электролита – обратимый процесс, в котором положение равновесия можно смещать влево (подавление диссоциации) за счёт добавления в раствор сильных электролитов, содержащих одноимённый ион. Смещение равновесия вправо достигается за счёт связывания продуктов диссоциации в менее диссоциируемое соединения. Например, диссоциацию уксусной кислоты можно подавить за счёт добавления в её раствор ацетата натрия или сильной кислоты, поставляющей в раствор Н⁺, и наоборот, усилить, связывая ионы водорода ионами ОН^– в молекулы воды.

Особый интерес представляет диссоциация воды – слабого амфотерного электролита:

H₂O Û H⁺ + OH^-,

равновесные концентрации ионов и нераспавшихся на ионы молекул воды связаны друг с другом через константу диссоциации воды:

К_дис. = ;

величина К_дис. может быть вычислена при любой температуре на основании данных измерения электропроводности чистой воды. При 22 ⁰С К_дис. равна 1,8·10^-16; пренебрегая ничтожно малой степенью диссоциации воды, концентрацию молекул воды как в чистой воде, так и в разбавленных водных растворах можно считать величиной постоянной:

.

Тогда выражение для константы диссоциации можно переписать:

произведение [Н⁺]·[ОН^-]=10^-14 называют ионным произведением воды и обозначают К _w: [ OH^-]·[ H⁺]=К _w=10^-14 (5.11)

Для чистой воды и для разбавленных водных растворов любых веществ ионное произведение воды К _w при данной температуре является величиной постоянной и равно10^-14. С повышением температуры К _w возрастает, с понижением – уменьшается. Так, например, при 100 ^оС ионное произведение воды К _w =10^-12.

Используя величину ионного произведения воды К_w и известную концентрацию одного из ионов воды, исходя из формулы (5.11), можно вычислить концентрацию ионов Н⁺ или ОН^- в любом водном растворе:

.

В чистой воде из условия электронейтральности:

Растворы, в которых [Н⁺]=[ОН^-] =10^-7 моль/дм³, называются нейтральными.

Если [H⁺] > [OH^-] > 10^-7 моль/дм³ (>10^-6...10^-1моль/дм³) растворы называются кислыми, если [H⁺] < [OH^-] < 10^-7моль/дм³ – щелочными растворами (<10^-8...10^-14 моль/дм³).

На практике кислотность раствора в водных средах принято характеризовать не молярной концентрацией ионов водорода или гидроксила, а безразмерной величиной – водородным показателем рН.

Водородный показатель рН – количественная характеристика кислотности среды – величина, равная отрицательному десятичному логарифму равновесной концентрации ионов водорода в растворе:

рН = –lg[H⁺].

Аналогично гидроксильный показатель рОН:

рОН = –lg[OH^-].

В любом водном растворе [OH^-]·[H⁺] = К_w=10^-14 (при 22⁰С). Логарифмируя это выражение, получаем:

рН + рОН = 14 (5.12)

В нейтральной среде рН = рОН = 7,0; в кислой среде рН < 7,0; в щелочной – рН > 7,0. В разбавленных водных растворах различных веществ величина рН меняется от 0 до 14.