Равновесие в растворах слабых электролитов.

Электролитическая диссоциация слабых электролитов - процесс обратимый в связи с тем, что в их растворах одновременно имеются и недиссоциированные молекулы, и ионы. Следовательно, в растворе слабых электролитов имеет место химическое равновесие, выражающееся в равенстве скоростей реакции диссоциации и ассоциации.

Используя закон действующих масс, электролитическое равновесие в растворах слабых электролитов можно количественно выразить величиной константы диссоциации.

Константа диссоциации электролита (К)-это отношение произведения концентраций ионов в растворе слабого электролита к концентрации его недиссоциированной части. Например, константа диссоциации слабой кислоты НА равна:

К=[Н⁺]•[А^­]/[НА]

Особенности растворов сильных электролитов.

В водных растворах сильные электролиты полностью диссоциируют. Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации сильных электролитов знак обратимости заменяют знаком односторонней направленности:

HCl _→H⁺ + Cl^-

охарактеризовать константой диссоциации, т.к. этот процесс практически необратим.

Диссоциация воды. Водородный показатель.

Одним из менее диссоциированных веществ является вода. Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но все же обладает некоторой измеримой электропроводностью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на водородные и гидроксильные ионы:

Н₂О ═ Н⁺ + ОН^-

Применяя к диссоциации воды закон действия масс можно написать:

К = [Н⁺]•[ ОН^-]/[Н₂О] или

[Н⁺]•[ ОН^-] = [Н₂О] • К

Так как степень диссоциации воды очень мала, то

[Н⁺]•[ ОН^-] = К • [Н₂О]=К_в

К_В – постоянная величина-называется ионным произведением воды

К_в=[Н⁺]•[ ОН^-]=10^-14

Чтобы избежать неудобств, связанных с применением чисел с отрицательными показателями степени, концентрацию водородных ионов принято выражать через водородный показатель и обозначать его символом рН.

Водородным показателем рН (читается пэ-аш) называется десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком:

рН=-lg[Н⁺]

С помощью рН реакция раствора характеризуется так: нейтральная среда рН=7, кислая рН<7, щелочная рН>7.

Качественно кислотность или щелочность среды определяют с помощью индикаторов, изменяющих свою окраску в зависимости от рН среды, в которой они растворены. Так. Например, лакмус имеет красную окраску при рН 5 и синюю при рН 8. В интервале рН 5-8 окраска лакмуса медленно меняется от красной к синей, этот промежуток называется областью перехода или интервалом индикатора. Фенолфталеин изменяет окраску от бесцветной до красно-фиолетовой в интервале рН 8,2-10, а метиловый оранжевый -от красной до желтой в интервале рН 3,1-4,4. Таким образом, фенолфталеин изменяет окраску только в щелочной среде, а метиловый оранжевый -только в кислой. Для определения нейтральной среды эти индикаторы не могут применяться. Лакмус же изменяет свою окраску и в слабокислой, и в слабощелочной средах. Поэтому его применяют для приблизительного определения реакции неизвестной среды. Если лакмус синеет, то рН равен или больше 8, если краснеет - рН равен или меньше 5, и наконец если цвет индикатора не меняется, рН примерно равен 7.

Водородный показатель можно просто и удобно определять с помощью так называемых индикаторных бумажек- полосок специальной бумаги, содержащих ряд индикаторных красок. Если смочить полоску такой бумаги исследуемым раствором, то она приобретает характерную окраску, которую затем сравнивают с эталонами цветов рН.

В условиях производства очень часто рН определяется с помощью приборов рН - метров. В этом случае сразу измеряется истинное значение рН.

Теория кислот и оснований. Протолитические равновесия.

Протолитическая теория кислот и оснований.

Согласно протолитической теории, понятия «кислота» и «основание» формулируются следующим образом.

Кислота- молекула или ион, способные отдавать катион водорода (протон). Кислота является донором протонов.

HCl _→H⁺ + Cl^-

Основание- молекула или ион, способные присоединять катион водорода (протон). Основание-акцептор протонов.

ОН^- + Н⁺ = Н₂О

Протолитическое или кислотно-основное равновесие устанавливается в результате конкуренции за протон. Протолитическое равновесие всегда смещается в сторону образования более слабой кислоты.