Вопрос 10. Растворы слабых электролитов. Константа диссоциации. Ступенчатый характер электролитической диссоциации. Смещение ионных равновесий в растворах слабых кислот и оснований.

В случае слабых электролитов далеко не все их молекулы ионизированны. В растворе устанавливается динамическое равновесие, как, например, в случае уксусной кислоты CH₃COOH ↔ H⁺ + CH₃COO^-

Для подобных равновесий выполняется закон действующих масс: для кислоты для основания

Константы равновесия реакции диссоциации кислоты и основания называются константа кислотности и константа основности соответственно. Чем большее значение имеет константа, тем выше сила вещества.

Диссоциация многоосновных кислот и оснований – ступенчатый процесс. Он характеризуется константами нескольких равновесий (для каждой ступени своя константа) Например, диссоциация H₃PO₄ будет характеризоваться тремя константами: K_a,1, K_a,2, K_a,3

Константы кислотности и основности оснований – их основные количественные характеристики. Они зависят не от концентрации электролита, а от природы электролита, растворителя и температуры.

Значения констант диссоциации представлены в таблицах.

Существует еще одна количественная характеристика: – степень ионизации _или степень диссоциации Она связана с константой диссоциации через закон разбавления Оствальда

Закон разбавления Оствальда. Если сильно меньше 1, то используем сокращенную формулу Есть специальный критерий q, который определяет возможность использования сокращенной формулы: или . Он должен быть больше или равен 100: q ≥ 100

В соответствии с принципом Ле-Шателье равновесие в растворах слабых электролитов можно сместить. Это мы уже знаем как делать – играемся с концентрациями, добавляя различные вещества.

Вопрос 11. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Буферные растворы: их состав, расчет ph

Концентрация ионов водорода в водных растворах кислот и оснований – важнейшая характеристика раствора. Исходной величиной для расчета является константа кислотности кислоты или костанта основности основания. Из них мы должны вычислить [H⁺] или [OH^-] Пример: раствор HCN Поскольку HCN – слабая кислота, ее степень диссоциации в растворе незначительна и равновесная концентрация будет примерно равна аналитической концентрации c(HCN). Заметим так же, что количество ионов CN^- равно количеству ионов H⁺. Тогда: Концентрацию гидроксид-ионов слабого основания можно найти аналогичным образом, а затем найти концентрацию ионов водорода из соотношения: где K_w – ионное произведение воды, K_w = 1*10^-14 Ионное произведение воды получается из K(H₂O), которая равна 1,8*10^-16. При 25^◦С оно равно 1*10^-14. При увеличении температуры ионное произведение воды увеличивается

Получаемые равновесные концентрации неудобно применять на практике, поэтому используют водородный и гидроксильный показатели В водный растворах при 25^◦C выполняется соотношение

Значения pH однозначно характеризуют реакцию среды в растворе pH < 7 кислая среда pH = 7 нейтральная среда pH > 7 щелочная среда

На практике значения pH растворов слабых кислот и оснований удобно рассчитывать на основании значений pK_a и pK_b. Буферные растворы

При неполной нейтрализации слабой кислоты или слабого основания образуются буферные растворы – растворы, содержащие кислоту и ее соль, либо основание и его соль. Эти растворы обладают свойством сохранять значение pH приблизительно постоянным при добавлении в них кислоты или основания или при разбавлении. Механизм поддержания постоянного значения pH можно рассмотреть на примере ацетатного буфера CH₃COOH + CH₃COONa При добавлении в этот раствор сильной кислоты ионы водорода связываются ацетат-ионами CH₃COO^- + H⁺ = CH₃COOH Концентрация ацетат-ионов уменьшается, возрастает содержание уксусной кислоты. Однако уксусная кислота – кислота слабая, поэтому концентрация ионов H⁺, содержащихся в растворе, возрастает незначительно При введении же в раствор некоторого количества сильного основания гидроксид-ионы нейтрализуются кислотой. Увеличивается концентрация ацетат-ионов и уменьшается концентрация кислоты, однако pH почти не изменяется по причине, указанной выше

Расчет pH буферных растворов

В р-ре ацетатного буфера существует равновесие CH₃COOH ↔ CH₃COO^- + H⁺ и присутствуют ионы, образовавшиеся при диссоциации CH₃COONa = CH­₃COO^- + Na⁺ Концентрация ацетат-ионов, образовавашихся при диссоциации соли, примерно равна концентрации соли. При диссоциации кислоты ацетат-ионов почти не образуется, т.к. кислота слабая. Значит

Отсюда после логарифмирования получаем формулу для расчета